El documento describe las leyes de la termodinámica, incluyendo la primera ley sobre la conservación de la energía, la identidad termodinámica, y la definición y propiedades de la entalpía. También explica la ley de Hess sobre cómo calcular cambios de entalpía para reacciones complejas a partir de reacciones más simples.

1. UNIVERSIDAD DE LA SIERRA
Ing. Industrial en productividad y Calidad
 Materia: Propiedades de los materiales.
 TRABAJO:SOBRE LAS LEYES DE LA ENTALPIA
 PROFESOR: JESUS TORRES G.
 ALUMNO: MARIO ALBERTO GOMEZ ORTEGA
 GRUPO 2-3

2. Primera Ley de la Termodinámica
La primera ley hace uso de los conceptos claves de energía interna, calor, ytrabajo sobre un sistema.
Usa extensamente el estudio de los motores térmicos. La unidad estándar de todas estas cantidades
es el julio, aunque algunas veces se expresan en calorías o BTU.
En los textos de Química es típico escribir la primera ley como ΔU=Q+W. Por supuesto que es la
misma ley, -la expresión termodinámica del principio de conservación de la energía-. Exactamente se
define W, como el trabajo realizado sobre el sistema, en vez de trabajo realizado por el sistema. En
un contexto físico, el escenario común es el de añadir calor a un volumen de gas, y usar la
expansión de ese gas para realizar trabajo, como en el caso del empuje de un pistón, en un motor de
combustión interna. En el contexto de procesos y reacciones químicas, suelen ser mas comunes,
encontrarse con situaciones donde el trabajo se realiza sobre el sistema, mas que el realizado por el
sistema.

3.  La Identidad Termodinámica
 La identidad termodinámica es una fórmula resumen útil, que usa la fuerza delcálculo y
particularmente las derivadas parciales. Se puede aplicar para examinar procesos, en los cuales
se mantienen constantes una o mas variables de estado, como por ejemplo volumen constante,
presión constante, etc. La identidad termodinámica se mantiene válida para cualquier cambio
infinitesimal en un sistema, tanto tiempo como la presión y la temperatura esten bien definidas. Se
supone que el número de partículas es constante (o sea, estamos tratando con el mismo sistema
antes y después del cambio).
 Identidad termodinámica:

 dU = TdS - PdV

 "d" denota el diferencial total de su cantidad asociada
 U = energía interna
 S = entropía
 V = volumen
 T = temperatura
 P = presión

5.  Entalpía
 En la termodinámica de reacciones químicas y en los procesos no cíclicos son útiles cuatro
cantidades llamadas "potenciales termodinámicos". Estos son la energía interna, la entalpía,
la energía libre de Helmholtz y la energía libre de Gibbs. La entalpía se define por
 H = U + PV
 donde P y V son la presión y el volumen, y U es la energía interna. La entalpía es por tanto
una variable de estado medible de forma precisa, puesto que se define en función de las otras tres
variables de estado medibles de forma precisa. Es algo paralelo a la primera ley de la
termodinámica en un sistema a presión constante
 Q = ΔU + PΔV puesto que en este caso Q=ΔH

6.  Se trata de una cantidad útil en el seguimiento de las reacciones químicas. Si como resultado de
una reacción exotérmica se libera un poco de energía de un sistema, tiene que aparecer de
alguna forma medible en función de las variables de estado. Un incremento de la entalpía H = U +
PV se debería asociar con un incremento en la energía interna que podría medirse por la
calorimetría, o por el trabajo realizado por el sistema, o por una combinación de los dos.
 La energía interna U podría considerarse como, la energía necesaria para crear un sistema en
ausencia de cambios en la temperatura o el volumen. Pero si el proceso cambia el volumen, como
en las reacciones químicas que producen productos gaseosos, entonces se debe
realizar trabajo para producir cambio en el volumen. En un proceso a presión constante, el trabajo
que debemos realizar para producir un cambio de volumen ΔV es PΔV. Por tanto el término PV se
puede interpretar como el trabajo que se debe hacer para "crear espacio" para el sistema, si se
presume que empezó con un volumen cero.

7.  Trabajo del Sistema
 Normalmente es un gas el que realiza el trabajo en un sistema termodinámico. El trabajo realizado
por un gas a presión constante es:

 La definición de trabajo para una fuerza constante F a lo largo de una distancia d, viene a ser W=Fd.
Usando la definición de presión:
 Para el pistón circular mostrado, en el caso de presión constante:


8.  El cálculo del trabajo en este caso es sencillo, la
dificultad principal es la diversidad de unidades que se
usan para estas cantidades.
 Para una presión P = x 10^ Pa = atmos. = lb./pulg.2
 si un pistón de radio r = m
se mueve una distancia d = m,
el cambio de volumen es
= m3 = cm3 = litros,
y el trabajo hecho sobre el gas es W = x10^ julios

9.  Ley de Hess
 El paso de los reactivos a los productos finales puede hacerse directamente o a través de
una serie de estados intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la
reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las reacciones intermedias", ya
que al ser la entalpía una función de estado, no depende del camino seguido sino de las
condiciones iníciales y finales.
 Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada en 1840, y a través de ella
podemos calcular variaciones de entalpía de una reacción con tal de que pueda obtenerse
como suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de variación de entalpía son
conocidos.


11.  Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre:
 Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una
Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la
que reacción transcurra en uno o varios pasos.
 Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la
cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido.
 Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son
iguales en magnitud pero de signo contrario.
 Vamos a verlo con un ejemplo sencillo:

 Paso 1: Escribir ajustada la reacción problema:
 Reacción problema C2H4 + H2 à C2H6 ΔH = ?
 Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno (C2H4) a (C2H6)
etano a partir de las variaciones de entalpía de combustión del eteno (-1411 KJ/mol) y del
etano (-1560 KJ/mol) y de la formación del agua (-286 KJ/mol).

12.  Paso 2: Escribir ajustadas todas las reacciones de los datos del problema con su
correspondiente variación de entalpía:
 Datos:
Paso 3: Obtener la reacción problema como combinación (por suma algebraica) de las reacciones
que nos da como datos el problema:
 Operaciones:
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