Este documento presenta los conceptos fundamentales de la termodinámica. Introduce la teoría cinética de los gases y las propiedades de los gases ideales, incluyendo las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Explica los conceptos de sistema termodinámico, variables de estado, trabajo y calor. Aplica el primer principio de la termodinámica a diferentes procesos como isocoro, isobárico e isotérmico. Finalmente, resume el funcionamiento y límites de eficiencia de las máquinas térmic

1. Termodinámica
1. Teoría cinética y Física Estadística
2. Gases ideales
3. Sistemas termodinámicos. Variables
termodinámicas
4. Trabajo en Termodinámica
5. Calor en Termodinámica
6. Primer principio de la Termodinámica.
7. Transferencias de calor a volumen y a presión
constante
8. Máquinas térmicas
© Patricio Gómez Lesarri

2. Objetivos
1. Describir los estados de la materia mediante la teoría cinética
2. Entender el concepto de temperatura y relacionarlo con la
energía cinética media
3. Determinar experimentalmente calores específicos y latentes
4. Describir molecularmente los cambios de fase
5. Interpretar curvas de calentamiento con cambios de fase
6. Resolver problemas de calorimetría
7. Utilizar el concepto de presión
8. Comprender los presupuestos de la teoría cinética para el caso
de un gas ideal
9. Utilizar la ecuación de estado de los gases ideales
10. Describir las diferencias entre gases reales e ideales

3. 1. Teoría cinética
o Materia formada por partículas
discretas (átomos)
o Movimiento continuo cuya
energía cinética es
proporcional a la temperatura
(agitación térmica)
o Fuerzas de interacción
inversamente proporcionales a
la distancia
o Temperatura: magnitud física
que mide la energía térmica
molecular K = 273 + ºC
Ec = 3
2
.K.T

4. 1. Teoría cinética
o Sólido: partículas dispuestas en un
cristal, muy próximas y con
interacciones intensas
o Líquido: partículas en movimiento
relativo, fluido, interacciones
relativamente grandes
o Gas: partículas a grandes
distancias, sin interacciones
apreciables y con movimiento
independiente. Colisiones elásticas.
Comportamiento ideal a bajas
presiones
o Plasma: gas ionizado

5. 1. Cambios de estado
o Fusión
o Solidificación
o Vaporización
o Licuación
o Sublimación
o Sublimación inversa
o Ionización /desionización
o Evaporación /ebullición

6. 2. Gases ideales
Moléculas idénticas de
tamaño despreciable
Fuerzas de interacción
nulas (gran distancia
intermolecular)
Trayectorias rectilíneas
Colisiones
perfectamente elásticas

7. 2. Presión
Presión: fuerza ejercida
por las colisiones
moleculares sobre las
paredes
Temperatura: Ec = cte.T
Ec = 3
2
.K.T
123
123
11
.10.38,1
10.022,6
..31,8 −−
−
−−
=== KJ
mol
KmolJ
N
R
K

8. 2. Distribución de Maxwell-
Boltzmann
 Aumento de temperatura
 Aumento de la proporción de
moléculas con energía mayor
N(v) = 4π
m
2πkT





÷
3
2
.v2
.e
−
mv2
2kT

9.
2. Gases ideales
Ley de Boyle
A temperatura constante,
la presión de cualquier gas
es inversamente
proporcional a su
volumen
p.V = cte

10. 2. Gases ideales
Ley de Charles:
A presión constante, el volumen
de cualquier gas es proporcional
a su temperatura
V = Vo + k.t
Escala Kelvin: escala positiva
de temperaturas 0 K = -
273,159º C.
El Kelvin es la unidad de
medida de la temperatura en el
Sistema Internacional de
Unidades.
V = cte.T

11. 2. Gases ideales
Ley de Gay-Lussac:
A volumen constante, la
presión de cualquier gas
es proporcional a su
temperatura
p = cte.T

12. 2. Gases ideales
Hipótesis de Avogadro (1811)
“Volúmenes iguales de distintos
gases, medidos en las mismas
condiciones de presión y
temperatura, tienen el mismo
números de moléculas.

13. 2. Gases ideales
Ecuación de estado
relaciona las magnitudes de estado
de un sistema entre sí.
p.V = n.R.T
E. Clapeyron (1834)
Constante Universal de los gases
ideales:
R = 0,0819 at.l.mol-1
.K-1
= 8,31 J.mol-1
.K-1

14. 2. Gases reales
Comportamiento ideal a
presiones reducidas
Volumen reducido
Atracciones intermoleculares

15. 3. Sistemas termodinámicos
• Termodinámica: ciencia que estudia los
intercambios de energía de un sistema
• Sistema: porción del Universo separada
del resto por límites reales o ficticios
• Entorno: parte del universo en contacto
con el sistema
• Tipos:
• Aislado: no intercambia materia ni
energía
• Cerrado: no intercambia materia
• Adiabático: no intercambia materia ni
calor
• Abierto: intercambia materia y energía

16. 3. Variables termodinámicas
• Estado: cada una de las situaciones físicas
en la que se encuentra un sistema
• Variable de estado: magnitud física del
sistema que permite conocer su estado
macroscópico
• Extensivas: dependen de la masa del
sistema
• Intensivas: no dependen de la masa
• Ecuación de estado: expresión
matemática que relaciona las variables de
estado
• Funciones de estado: magnitudes físicas
que se pueden determinar exclusivamente
mediante los valores de las variables de
estado

17. 4. Trabajo
VpxFW ∆=∆= ..

Trabajo:
intercambio de energía realizado
en un sistema bajo la acción de
una fuerza

18. 4. Diagrama pV
• Representación gráfica del
estado de un sistema
• Trabajo en diagramas pV: área
bajo la curva
• Tipos de procesos:
• Isobárico: p = cte
• Isocoro: V = cte
• Isotérmico: T = cte
• Adiabático: Q = 0

19. 4. Proceso isobárico / isocoro *
•Trabajo isobárico p = cte
W = p.∆V
•Trabajo isocoro V = cte
W = 0

20. 4. Proceso isotérmico *
∫ ∫== dV
V
nRT
dVpW ..
oProceso isotérmico
oT = cte
oGas ideal pV =nRT
[ ]
1
2
12 lnlnln
V
V
nRTVVnRTW =−=

21. 4. Proceso adiabático *
o Proceso adiabático
o Q = 0
o Gas ideal
cteVp =γ
.
dV
V
C
dVpW ∫ ∫== γ
.








−
−
= −− 11
11
.
1 γγ
γ VV
C
W
o

22. 5. Calor
o Cantidad de energía
intercambiada por un sistema
mediante una variación de
temperatura o cambio de
estado
• Procesos:
• Endotérmicos Q > 0
• Exotérmicos Q < 0

23. 5. Capacidad calorífica
o Capacidad calorífica: cantidad de calor
necesaria para aumentar 1 K la temperatura
(J.K-1
)
Q = C . ∆T
o Calor específico: cantidad de calor
necesaria para que una unidad de masa /
sustancia aumente su temperatura 1 K
(J.mol-1
.K-1
/J.kg-1
.K-1
)
Q = n.c. ∆T
o Calor latente de cambio de estado:
cantidad de energía necesaria para que se
produzca un cambio de estado en una
unidad de masa L (J.mol-1
)
Q =m.L

24. 6. Primer principio de la
Termodinámica
Calor y trabajo no son
funciones de estado:
dependen de la forma de
realizar el proceso
Energía interna: energía
total acumulada en un
sistema (suma de las energías
de sus partículas)

25. 6. Energía interna
∆U = Q −W = Q − p.∆V

26. 7. Procesos isocoros *
Proceso isocoro:
W = 0
Q = n.Cv.∆T
∆
∆U = Q – W
∆U = n.Cv.∆T
La variación de energía interna de un
gas ideal sólo depende de la
Temperatura

27. 7. Procesos isobáricos *
W = p.∆V
Q = n.Cp.∆T
∆U = n.Cv.∆T
∆U = Q – W
n.Cv.∆T = n.Cp.∆T – nR∆T
Cv = Cp– R Cp – Cv = R
Relación de Mayer

28. 7. Proceso isotérmico *
∆U = n.Cv.∆T = 0
Q = W
W = nRT ln
V2
V1

29. 7. Proceso adiabático *
Q = 0
∆U = n.Cv.∆T = - W

30. 7. Resumen de procesos *
Calor Trabajo Variación de
energía interna
Proceso isocoro Q =n.cv∆T 0 ∆U = n.cv∆T
Proceso isobárico Q =n.cp∆T W= p.∆V ∆U = n.cv∆T
Proceso isotérmico Q = W ∆U = 0
Proceso adiabático Q = 0 W = ∆U ∆U = n.cv∆T
W = nRT ln
V2
V1

31. 8. Máquinas térmicas *
Dispositivo que produce
trabajo a partir de la
generación de calor
mediante un proceso cíclico
Es imposible en un proceso
cíclico el aprovechamiento
íntegro de calor en forma
de trabajo (Carnot, 1820)
Es imposible el flujo de
calor espontáneo desde un
foco frío a otro caliente
(Clausius, 1850)

32. 8. Rendimiento de una máquina *
Rendimiento de una
máquina (eficiencia)
1
21
1 Q
QQ
Q
W
R
−
==