La Ley Cero de la Termodinámica, también conocida como el principio de conservación de energía, establece que si un sistema A está en equilibrio térmico con un sistema B, y este sistema B está en equilibrio térmico con otro sistema C, entonces los sistemas A y C están en equilibrio térmico.

1. Ley cero de la Termodinámica
• También conocida como el principio de
conservación de energía que se expresa de la
siguiente manera :si un sistema A está en
equilibrio térmico con un sistema B, y éste
sistema B está en equilibrio térmico con otro
sistema C, entonces los sistemas A y C están
en equilibrio térmico.

3. Asumiendo que cada gas cumple con la ley de gases ideales (a menos
que se diga lo contrario):
Combinando las ecuaciones:
i i
RT
p n
V
 
  
 
  





V
RT
nnnP 321total
3

4. CAPACIDAD CALORÍFICA
La capacidad calorífica se define como al calor
por unidad de masa por grado Celsius
Q
c
m t



5. CAPACIDAD CALORÍFICA ESPECÍFICA MOLAR
El “mol” es una mejor referencia para gases
que el “kilogramo.” Por tanto, la capacidad
calorífica específica molar se define como:
C =
Q
n T

6. TRABAJO (PV)
Pext
Pint
Equilibrio mecánico
x extF P A
Pext = Pint
/A V x
sistema ext
w P dV 
embolo ext
w P dV

7. Primer principio de la termodinámica
Corresponde al principio de conservación de la energía.
“La energía del universo no se puede crear ni destruir, sólo son
posibles las transformaciones de un tipo de energía en otro”.
 U = Q+W
 U = Uf - Ui
U = cambio de U interna de
un sistema
Uf = U interna final
Ui = U interna inicial
Q = calor
Q = ∆U-W

8. CONVENCIONES DE SIGNOS
PARA LA PRIMERA LEY
• ENTRADA de calor Q es positiva
Q = U - W   final - inicial)
• SALIDA de calor es negativa
• Trabajo POR un gas es
positivo
• Trabajo SOBRE un gas es
negativo
+Qin
+Wout
U
-Win
-Qout
U

9. CUATRO PROCESOS
TERMODINÁMICOS:
• Proceso isocórico: V = 0, W = 0
• Proceso isobárico: P = 0
• Proceso isotérmico: T = 0, U = 0
• Proceso adiabático: Q = 0

10. Cálculo del trabajo de expansión, calor intercambiado y
variación de energía interna en algunas transformaciones de
gases ideales.

12. Q=Wexp

14. ENTALPÍA.
H  U + PV
Relación entre H y U
H = U + (PV)
Si P=cte
H = U + PV H @ U
proceso
sól/líq
• Una forma de determinar U = QV
• Una forma de determinar H = QP
Q=I.V.t

15. La variación de entalpía(∆H) es igual a la
diferencia entre la entalpía de los
productos y la de los reactantes:
∆H = Hproductos-Hreactantes
Dependiendo del calor puesto en juego en un proceso químico,
las reacciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas.

16. Si un sistema (reacción)
 absorbe calor es ENDOTERMICO
y H es positivo. H = (+)
 libera calor es EXOTERMICO
y H es negativo. H = (-)
Entalpía

17.  Entalpía, H: Flujo de calor transferido entre el sistema y los
alrededores realizado a presión constante.
 La entalpía es una función de estado.
 Si el proceso ocurre a presión constante,
PVEH 
 
VPE
PVEH


Entalpía
El trabajo hecho por la reacción anterior es un trabajo llamado trabajo de presión-
volumen.
Cuando la presión es contante,
VPw 
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18. Entalpías de Reacción ΔH
En una Reacción:
“Calor de reacción”
final inicial
productos reactantes
H H H
H H H
  
  
La entalpía es una propiedad extensiva (ΔH es directamente proporcional a la
cantidad de materia):
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) Δ H = -802 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) Δ H = -1604 kJ
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19.  Permite determinar la entalpía de la reacción a partir de los datos de
otras semi-reacciones, dado que esta cantidad es una función de
estado.
 Si una reacción se efectúa en una cierta cantidad de pasos, el H total
de la reacción es la suma de los H de cada paso individual.
Por ejemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ
2H2O(g)  2H2O(l) H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ
Ley de Hess
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