El documento resume los principales conceptos de la termodinámica. Explica que la termodinámica estudia las interrelaciones entre las propiedades de equilibrio de un sistema y los cambios en estas propiedades durante procesos. También describe que la primera ley de la termodinámica establece que la energía total de un sistema aislado se conserva, es decir, que la variación de energía interna de un sistema es igual a la cantidad de calor absorbido más el trabajo realizado sobre el sistema. Además, introduce conceptos clave como funciones de estado,

1. LEYES DE LA
TERMODINÁMICA

2. TÉRMINOS TERMODINÁMICOS

3. • La termodinámica es una ciencia macroscópica que estudia las interrelaciones de las
diversas propiedades de equilibrio de un sistema y los cambios en las propiedades de
equilibrio en procesos. (1)
• La termodinámica es el estudio del calor, el trabajo, la energía y los cambios que
producen en los estados de sistemas. En un sentido más amplio, la termodinámica
estudia las relaciones entre las propiedades macroscópicas de un sistema. (2)
Los equilibrios pueden ser físicos o químicos.

4. • Alcances de la Termodinámica:
• La mayoría de las leyes de la Quimicafísica se derivan de las 3 leyes de la termodinámica.
• Nos dice si un cambio físico o químico puede ocurrir bajo ciertas condiciones de
temperatura, presión y concentración.
• Ayuda a predecir cuan lejos un cambio físico o químico puede proceder, hasta que se
establezcan las condiciones de equilibrio.
• Limitaciones de la Termodinámica:
• La termodinámica es aplicable a sistemas macroscópicos que consisten en materia a granel
y no a sistemas microscópicos de átomos o moléculas individuales. Ignora la estructura
interna de átomos y moléculas.
• La termodinámica no se preocupa por el factor tiempo. Es decir, no dice nada sobre la
velocidad de un cambio físico o una reacción química. Se refiere solo a los estados inicial y
final del sistema.

6. Sistemas Transferencia de
materia y energía.
Transferencia de
energía.
No hay transferencia de
materia ni de energía.
Es la parte del universo en el cual
tenemos un interés especial. Los
alrededores comprende la región
fuera del sistema y es donde se
efectúan las mediciones. (1)
El termo es un sistema ….
El matraz es un sistema …
El vaso es un sistema …..

7. Las funciones de estado son propiedades que están determinadas por el estado
del sistema, sin tener en cuenta cómo se logró esa condición. Solo dependen del
estado inicial y final. Ejemplos: Energía, entalpía, presión, volumen,
temperatura, entropía.
La energía potencial del excursionista 1
y excursionista 2 es la misma aunque
ellos tomaron caminos diferentes.
Funciones de Estado

9. Trabajo y Calor
El calor es una transferencia de
energía entre un sistema y su
entorno debido a un cambio de
temperatura. (acción de fuerzas a
nivel molecular).
El trabajo es una transferencia de energía entre
un sistema y su entorno debido a una fuerza
macroscópica que actúa a lo largo de una
distancia. (acción de fuerzas
macroscópicamente observables).

10. +∆E
-∆E
+q
+w
-q
-w
Formulación de la Primera Ley de la Termodinámica
La energía interna de un sistema aislado permanece constante.
La variación de energía +∆E del sistema va acompañada de un cambio de energía en el entorno -∆E, de forma
que la energía total del sistema más el entorno permanece constante (se conserva).
∆Esist + ∆Eent = 0
Para sistemas en reposo en ausencia de campos externos:
∆E = ∆U

11. ∆𝑈 = 𝑞 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑟𝑏𝑖𝑑𝑜 𝑝𝑜𝑟 𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 + 𝑤 (𝑡𝑟𝑎𝑏𝑎𝑗𝑜 𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡𝑢𝑎𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑏𝑟𝑒 𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎)

12. Trabajo
Trabajo Irreversible:
Cuando un pistón de área A se mueve a través de una
distancia h, desarrolla un volumen ∆V = Ah. La presión
externa se opone a la expansión con una fuerza pex.A
El pistón puede ser imaginario representando el límite
entre un gas que se expande o puede ser real en el caso
de un motor de combustión.
Cuando la presión externa es cero, w = 0. En este caso, el
sistema no hace trabajo cuando se expande porque no
tiene nada en contra para presionar. A esta expansión se
le conoce como expansión libre.

13. Trabajo Reversible:
El proceso es isotérmico ya que la temperatura se
mantiene constante durante la expansión o
compresión.

14. PROCESO DE EXPANSIÓN

15. Trabajo Irreversible Trabajo Reversible
En una expansión, la presión interna del gas es mayor al
inicio y al final se iguala a la presión externa. Entre la
etapa inicial y final no hay equilibrio mecánico.
En términos prácticos, la presión externa e interna
del gas son iguales a lo largo de todas las etapas del
proceso. (Equilibrio mecánico).
“En realidad, la presión externa es
infinitesimalmente menor que la presión del gas”.
El trabajo de expansión irreversible es menor que el
trabajo reversible.
En el proceso de expansión se obtiene el trabajo
reversible máximo.
El trabajo de compresión irreversible es mayor que el
trabajo reversible.
En el proceso de compresión se obtiene el trabajo
reversible mínimo.

16. DU = q + w
Para un proceso a volumen constante, sin posibilidad de trabajo de expansión:
Balance de Energía, Primera Ley de la Termodinámica:
DU = qv
Para una expansión isotérmica para un gas perfecto: DU = 0 q = - w
Formulaciones de la Primera Ley de la Termodinámica

17. Procesos Termodinámicos
• Reversibles
• Irreversibles
• Isotérmicos T = cte.
• Isocóricos V = cte.
• Isobáricos P = cte.
• Adiabáticos Q = 0

18. PROCESOS REVERSIBLES CON GASES IDEALES
Compresión a Presión Constante
Trabajo Reversible:
Calor absorbido por el sistema:
Entalpía:
Energía Interna:

19. Cambio de Presión a Volumen Constante
Trabajo Reversible:
Calor absorbido por el sistema:
Entalpía:
Energía Interna:

20. Compresión isotérmica
Trabajo Reversible:
Calor absorbido por el sistema:
Entalpía:
Energía Interna:

21. Compresión Adiabática
Trabajo Reversible:
Calor absorbido por el sistema:
Entalpía:
Energía Interna:
Coeficiente gamma:
Relación temperaturas – volúmenes:
Relación presiones – volúmenes:

22. Entalpía
Cambio de Entalpía a presión constante
Cambio de Entalpía a presión constante, sin trabajo de
expansión

23. CH4 + 2O2
H2O(s)
H2O(l)
CO2 + 2H2O
Entalpía,
H
Entalpía,
H
Hinicial
Hinicial Hfinal
Hfinal
Calor que
entra
Calor que
sale
DH = -285.8 Kj
Exotérmico
DH = +40 Kj
Endotérmico
Diagramas de entalpía para procesos endotérmicos y
exotérmicos

24. Glucosa
Triestearina
Úrea
¿R. Endotérmica o Exotérmica?
R. Exotérmica
Todas las rupturas oxidativas de
los nutrientes en los organismos
son exotérmicas. Todas las
combustiones son exotérmicas.
R. Endotérmica
Son menos comunes. Por
ejemplo, la disolución
endotérmica de nitrato de
amonio en agua. (empaques de
frio instantáneo en los kits de
primeros auxilios)
¿Qué tipos de energía se
transfieren en el pistón?
Si la pesa colocada sobre el
pistón se mantiene fija ¿se
producirá trabajo?

25. Capacidades Caloríficas
• Capacidad Calorífica a presión constante (isobárica): Cp =
𝑑𝑞𝑝
𝑑𝑇
=
𝑞𝑝
∆𝑇
=
∆𝐻
∆𝑇
• Capacidad Calorífica a volumen constante (isocóra): Cv =
𝑑𝑞𝑣
𝑑𝑇
=
𝑞𝑣
∆𝑇
=
∆𝑈
∆𝑇
dq es el calor añadido al sistema y dT la variación de temperatura del mismo en un
proceso infinitesimal. Sólo se aplican en procesos reversibles.
Para un proceso infinitesimal:
Entalpía a presión constante sin trabajo de expansión: dqp = dH
Energía Interna para un proceso a volumen constante: dqv = dU
Para un gas ideal se cumple que:

26. Observaciones:

27. Calorimetría a volumen constante
¡Ningún calor entra o sale!
qsis = qagua + qbomba +qreacción
qsis = 0
qreac = - (qagua + qbomba )
qagua = magua x cagua x DT
qbomba = Cbomba x DT
Reacción a V constante DH = qreacción
Recipiente
para la muestra
Bomba
Entrada para el O2
Agua
Chaqueta
aislante
Cubierta del
calorímetro
Agitador
Alambre de
ignición
Termómetro
qbomba = I x V x t
I: Intensidad de corriente
eléctrica, A
V: voltaje, V
t: tiempo, s
DU = qreacción
Energía Interna:

28. Si pasamos una corriente de 10.0 A desde una fuente de 12 V durante 300 S,
¿cuánto es la energía suministrada como calor?
q = (10.0 A)  (12 V)  (300 s) = 3.6  104 A V s = 36 kJ
Nota: 1 A V s = 1 J
Si se observa un incremento de temperatura de 5.5 K, calcular la constante del calorímetro.
C = (36 kJ)/(5.5 K) = 6.5 kJ K-1
Alternativamente, C puede ser determinado usando un calor de reacción conocido, como
el de la combustión del ácido benzoico C6H5COOH, para el cual el calor liberado es 3227
kJ/mol de C6H5COOH consumido. Con C conocido, es simple de interpretar un incremento
de temperatura observado como la liberación de energía como calor.
Ejemplos:

29. La energía liberada a volumen constante como calor de combustión del aminoácido glicina
es -969,6 kJ mol-1 a 298.15 K, por lo tanto ∆cU = -969,6 kJ mol-1. Calcular la entalpía de
combustión.
SOLUCIÓN:

30. ¡Ningún calor entra o sale!
qsys = qagua + qcal + qrxn
qsys = 0
qrxn = - (qagua + qcal)
qagua = magua x cagua x DT
qcal = Ccal x DT
Reacción a P constante
DH = qrxn
Calorimetría a presión constante
Termómetro
Mezcla de
reacción
Agitador
Vasos de
poliestireno
∆νgas = Σνproductos - Σνreactivos

31. Ley de Hess
Esta Ley establece que la entalpía estándar de una reacción puede considerarse como la
suma de las entalpías estándar de las reacciones individuales en las cuales dicha reacción
puede ser dividida. Lo mismo hubiese valido se combinasen entalpías de enlace, de
combustión, de formación, etc.
ENTALPÍAS DE FORMACIÓN ESTÁNDAR
Las entalpías de formación de los elementos en sus estados de referencia son cero por definición (porque su
formación es la reacción nula: elemento → elemento). Note, sin embargo, que la entalpía estándar de
formación de un elemento en otro estado diferente al del estado de referencia no es cero:

32. En células biológicas que tienen un suministro pleno de oxígeno, la glucosa es oxidada
completamente a CO2 y H2O. Las células de los músculos pueden ser privados de oxígeno durante
ejercicios vigorosos y, en ese caso, una molécula de glucosa se convierte a dos moléculas de ácido
láctico por el proceso de glicólisis. Dadas las ecuaciones termoquímicas para las combustiones de
glucosa y ácido láctico:
Calcular la entalpía estándar para la glicólisis:
¿Hay alguna ventaja biológica al comparar la oxidación completa de la glucosa comparada con la glicólisis?
Ejemplos:

33. Glucosa y fructosa son carbohidratos simples con la fórmula molécula C6H12O6. La sucrosa, o tableta de azúcar,
es un carbohidrato complejo con fórmula molecular C12H22O11 que consiste de una unidad de glucosa unida
covalentemente con una unidad de fructosa (una molécula de agua que es liberada como resultado de la
reacción entre la glucosa y fructosa para formar sucrosa). Estime la entalpía estándar de combustión de sucrosa
de las entalpías estándar de formación de los reactantes y productos.

34. Ley de Kirchoff
Se puede calcular la entalpía de una reacción a cualquier temperatura con la siguiente ecuación:
Esta ecuación se utiliza, si el valor de ∆rCp varía muy poco con la temperatura, pudiéndose calcularse de la
siguiente forma:
La ecuación general de la entalpía de una reacción a cualquier temperatura cuando ∆rCp varía
significativamente con la temperatura es:

35. ÁRBOL DE DECISIONES PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA