La termodinámica estudia las transformaciones de energía como el calor y el trabajo. Se basa en dos principios: 1) la energía total del universo es constante y 2) el desorden del universo tiende a aumentar. Conceptos clave incluyen energía interna, calor, trabajo, y las leyes de la termodinámica que describen cómo la energía fluye y se transforma durante los procesos físicos y químicos. La espontaneidad de las reacciones químicas puede predecirse mediante el cálculo de la energ

1. UNIDAD I:
Introducción a la termodinámica
PROF. Andrea Mena T.
NM4

2. Principios Básicos de Termodinámica
La termodinámica es una rama de la ciencia que nació a
mitad del siglo XIX:
Se basa en 2 principios Fundamentales:
1.La energía del universo es constante.
2. El desorden del universo aumenta constantemente.
Estudia
Reacciones entre calor y
Otras clases de
Energía

3. Tipos de propiedades o funciones de
estado.
1- Propiedades intensivas: No dependen de la
cantidad de muestra (Temperatura, Punto de
fusión)
2- Propiedades extensivas: dependen de la
cantidad de la muestra (masa y del volumen).

4. Conceptos Básicos
1- Energía: Capacidad de un Sistema para
producir un trabajo, Unidad de Medida
(Joule o KJ)
Sistema
T° y P°
(Dada)
La “E” es medible
Macroscópicamente
“E” almacenada
ENERGÍA INTERNA
(U)

5. Unidades de Medida de Energía
• Caloría (Cal) o Kilocaloría(Kcal)
1 Kcal = 1000 Cal
• Sistema Internacional : Joule (J) o Kilojoule(Kj)
• La equivalencia de kilojoule a calorías es:
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 4,184 kJ

6. 2- Calor (q): Energía que se transmite de un
sistema a otro como consecuencia de una
diferencia de temperatura.
CALOR
Conducción
Convección
Radiación

7. Conducción Convección Radiación
El calor fluye desde
el objeto más caliente
hasta
más frío,
hasta que los dos objetos
alcanzan a la misma
temperatura
Se da en líquidos y Gases.
La convección tiene lugar
cuando áreas de fluido
caliente ascienden hacia
las regiones de fluido frío
Transferencia de calor que
no precisa de contacto
entre la fuente y el
receptor del calor.

8. Calorimetría
• Es la medición de flujo de calor.
• Aparato que mide el flujo de calor es el
calorímetro.

9. Capacidad calorífica (C)
• La cantidad de energía que absorbe un
cuerpo.
• Es “La cantidad de calor necesaria para
elevar su temperatura en 1°C”.
Capacidad calorífica se
expresa por mol o por
gramo
Expresa en gramo de
sustancia se le
denomina
Calor Específico (s)
Expresa por mol de
sustancia, se denomina
Capacidad calorífica
molar ( C )

10. Calor Específico

11. Ejemplo
• Se requieren 209 J para aumentar la temperatura de 50 g de agua en 1 °C.
Por tanto, el calor específico del agua es 4,18 J/g °C. Si se deseara
aumentar la temperatura de 200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debe
agregarse al sistema?

12. Ejercicios
• Desarrollar actividad pag. 30 del texto.

13. 3- Trabajo (w): acción de modificar un sistema o
sus alrededores.
S. Inicial
S. Final
Q
W

14. Sistema y Entorno
• Sistema: Es lo que se desea estudiar, una parte
especifica del universo.
• Entorno: Es lo que rodea al sistema y es donde se
produce el intercambio con el sistema.
• Universo: Conjunto de sistema y entorno.

15. Tipos de Sistemas
• Sistema Abierto: Intercambia materia y
energía.
• Sistema Cerrado: Intercambia sólo energía y
no materia.
• Sistema Aislado: No intercambia materia ni
energía.

17. Actividad

18. Primera ley de la termodinámica
• No es más que otra manera de expresar el
principio de conservación de la energía.
Matemáticamente se expresa:
ΔU = Q + W.

19. • Forma de expresar el principio de conservación
de la energía.
Sistema absorbe calor Q = +
Aumenta la
Energía
Interna
Sistema libera calor Q = -
Disminuye la
Energía
Interna

20. W es positivo
si el sistema
realiza trabajo
W negativo
el entorno efectúa
Un trabajo
Sobre el sist.

21. TERMOQUÍMICA
• Todas las reacciones químicas transcurren con
un intercambio de energía con el medio
ambiente.
REACCIÓN EXOTÉRMICA REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Proceso en el que se
desprende energía
Proceso que necesita un
aporte continuo de
energía para producirse

22. La entalpía: primera variable
termodinámica
• La entalpía (H) es la medida del contenido
calórico de una reacción.
• Variación de entalpía (ΔH) intercambio de
energía térmica que experimenta un sistema
químico con su ambiente, a presión constante.
∆H = (H productos – H reactantes)

23. Reacción endotérmica. Reacción exotérmica.
Si ΔH > 0 significa que al
sistema se le ha suministrado
calor desde el entorno,
aumentando su contenido
calórico
Si ΔH < 0 significa que el
sistema libera calor al entorno,
disminuyendo su
contenido calórico,

25. Calculo de Entalpia
La tostación de la pirita se produce según:
4 FeS2 (s) +11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)
Calcule la entalpía de reacción estándar.
FeS2(s)= −177,5 kJ/mol
Fe2O3= −822,2 kJ/mol
SO2= −296,8 kJ/mol

26. Ejercicio
• Para la siguiente reacción calcular la entalpía
de formación:
CaC2 (s) + 2H2O (l) ↔ Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
CaC2 (s) - 60 KJ/mol
H2O (l) - 285,83 KJ/mol
Ca(OH)2 (s) - 986,1 KJ/mol
C2H2 (g) 226,7 KJ/mol

27. Ley de Hess
• Nos permitirá realizar cálculos algebraicos con
los valores de calor de reacción (podemos
sumar restar, amplificar) con el fin de obtener
variaciones de entalpía de procesos.

28. • EJEMPLO: Determinar la entalpía para la
reacción de combustión completa del carbono
sólido.

29. • Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la
reacción de combustión del acetileno.

30. EJERCICIOS
1. Calcule la entalpía de formación del CH4(g) a
través de la reacción representada por la
ecuación química:
C(s) + 2 H2(g) ------ CH4(g)

31. Calcular el valor de H para la combustión
completa de un mol de metano gaseoso.

32. ENTROPIA
1896, Ludwig Boltzmann:
• Estableció que las transformaciones en la
naturaleza buscan:
Espontáneamente el camino que
les signifique un mínimo consumo
de energía, lo que determina el
máximo desorden.

33. • El concepto desorden aplicado a las
transformaciones, es preciso ya que
determina la probabilidad de que esto ocurra.
ENTROPIA
(S)
GRADO DE DESORDEN
DE LA MATERIA
MAYOR ENTROPIA
MAYOR PROBABILIDAD
DE QUE OCURRA
MENOR ENTROPIA
MENOR PROBABILIDAD
DE QUE OCURRA.
VARIABLE
TERMODINAMICA

34. Segunda Ley:
Todo sistema evoluciona espontáneamente
en el sentido en que aumente el desorden,
es decir, evoluciona espontáneamente para
alcanzar la máxima entropía.

35. Entropía
• Se asocia con el grado de desorden que
presenta la materia.
• Establece que los procesos en la naturaleza
tienden al máximo desorden, con un
aumento de entropía.
• Se simboliza con la letra “S”
ΔS = Variación de Entropía

36. Calculo de Entropía
Entropía del Sistema
Ssist = S° Prod – S° Reactantes

37. • Entropía del entorno
ΔSent = -ΔHSist/T

38. • Entropía del universo
ΔSuniv = ΔSsist + ΔSent

39. Entropía del Universo
ΔSuniv = ΔSsist + ΔSent
ΔSent = -ΔHSist/T

40. ΔSuniv < 0
Disminución del desorden
Proceso no Espontáneo
Ej: Líquido - Sólido
ΔSuniv > 0
Aumento del desorden
Proceso Espontáneo
Ejemplo:
Liq ---- Gas
Solido – Liquido

41. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Energía libre de gibbs
1876 W. Gibbs
PREDICE LA
ESPONTANEIDAD DE LA
REACCIÓN
RELACIÓNA
ENTROPIA
ENTALPIA
Variable termodinámica

42. • Energía Libre de Gibbs (ΔG) se expresa así:
• La ΔG es el predictor de la espontaneidad
de una Reacción Química.

43. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR
∆G = G° PRODUCTOS – G° REACTANTES

44. Si:
ΔG = 0, La Reacción esta en Equilibrio.
ΔG > 0, La Reacción No Ocurre
ΔG< 0, La Reacción Ocurre
Espontáneamente

45. Criterios de Espontaneidad de una Reacción
• Como un proceso puede ocurrir
independientemente de los valores + o – de entalpía
y entropía. La energía Libre es la única variable capaz
de definir si es una reacción es espontánea o no.
• La energía libre sólo predice si la reacción química
ocurre, No predice el tiempo en que se logrará la
transformación.

46. Resumen