Clase TERMODINAMICA

2. TERMODINAMICA
La termodinámica es la rama de la ciencia que estudia las
transformaciones energéticas que acompañan a los procesos.
Formas de energía:
* Lumínica * Eléctrica
* Mecánica * Nuclear
* Térmica * Magnética
* Química
La termoquímica es la parte de la termodinámica
relacionada con los procesos químicos.

3. Sistema
Universo
Entorno
o medio
Sistema:
porción del
universo
que se aísla
para su
estudio
Sistemas Termodinámicos
Un sistema termodinámico se define como cualquier cantidad de
materia o región del espacio a la que se aísla para su estudio.
Entorno:
lo que
rodea al
sistema
Límites de un Sistema: pueden ser físicos reales o imaginarios

4. El sistema y el entorno interaccionan entre ellos en base al
intercambio de materia y energía.
De acuerdo a esto, se distinguen 3 tipos de sistemas:
• Sistemas abiertos: pueden
intercambiar libremente materia y
energía con su entorno
• Sistemas cerrados: pueden
intercambiar libremente energía,
pero NO intercambian materia
• Sistemas aislados: NO
intercambian ni materia, ni
energía con el entorno

5. TIPOS DE SISTEMAS
(Ejemplos según intercambio de Materia y Energía)

6. Para poder estudiar el sistema, es necesario describir las
propiedades del mismo, o variables del mismo como T, P, V y
las sustancias y cantidades que lo componen. Para facilitar su
estudio podríamos mantener algunas de estas variables fijas en
forma controlada, de ese modo dicha variable pasara a ser una
constante. Podemos clasificar a los sistemas en:
 Un proceso a T = cte se
denomina Isotérmico.
 Un proceso a P = cte
se denomina Isobárico.
 Un proceso a V = cte se
denomina Isocoro.
 Un proceso donde no hay
transferencia de calor entre
sistema y entorno (Q = 0) se
denomina Adiabático. El
contenido de calor del
sistema no varía.
Considerando un gráfico P vs V para un gas

7. La termodinámica examina los cambios en
el estado de un sistema
Las funciones de estado, son
propiedades determinadas
por el estado del sistema, sin
importar cómo se haya
alcanzado esa condición. Es
independiente de su historia.
Solo dependen del estado
inicial y final del sistema,
no del camino recorrido
para alcanzar ese estado
La energía, temperatura,
presión, volumen, composición
química entre otras, son
funciones de estado.
Ejemplo. Este dibujo quiere mostrar la diferencia entre una propiedad
que es función de estado y una que no lo es:
Dos escaladores llegaron a la cima de la montaña siguiendo caminos
diferentes. En la cima, la Energía potencial de ambos escaladores
es la misma (ya que esta depende de la altura), pero el camino
recorrido fue diferente.
La E. potencial es una función de estado (no depende del camino
que tomó el escalador), en cambio, el camino recorrido no es
función de estado ya que si depende de como se llegó a la cima

8. Por ejemplo, considere una muestra de un mol de agua líquida pura inicialmente a 22
° C y 1 atm presión. Si en algún momento posterior, la temperatura de la muestra es
de 30 ° C, entonces está en un estado termodinámico diferente. El cambio temperatura
de la muestra fue de 8 ° C.
No importa si el calentamiento se realizó directamente (ya sea lenta o rápidamente) de
22° C a 30 °C, o si la muestra se calentó primero a 36 ° C, luego se enfrió a 10 ° C y
finalmente se calentó a 30 ° C, o se siguió cualquier otra ruta desde el estado inicial
hasta el estado final.
La temperatura es una función de estado y en Termodinámica normalmente nos
interesan los cambios en las funciones de estado.
Un cambio de una función de estado se calcula como la diferencia entre en el valor de
esa función en el estado final menos el valor inicial de esa función.
El cambio en una propiedad X que pasa de un valor Xinicial a otro Xfinal se indica con la
letra griega Δ (delta mayúscula) y se calcula:
En el caso del ejemplo del mol de agua, el cambio en la funcion de estado Temperatura
se calcula: ΔT = Tfinal – Tinicial = 30°C – 22 °C = 8°C
Cambio en una función de estado X
:
ΔX =Xfinal- Xinicial

9. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA
La energía total del universo permanece constante.
∆Euniverso= 0 = ∆Esistema + ∆Eentorno
La energía del universo no puede variar, la del sistema
sí. La energía que ganó el sistema es la que perdió el
medio y viceversa. La energía fluye de un lugar a
otro y se transforma de un tipo en otra.
¿¿Qué queremos decir cuando hablamos de energía
interna de un sistema o propia de ese sistema??

10. La Energía Cinética esta
asociada al movimiento
Ec = ½ m v2
La Energía Potencial esta
asociada a la posición y la
interacción de las partículas
(atracción y repulsión).
Ejemplo Ep gravitatoria Ep= m.g.h
Energía interna:
contenido energético
Ei = Ec + Ep
Una de las
propiedades
termodinámicas de
un sistema es su
energía interna, Ei,
es FUNCION DE
ESTADO
Los sistemas materiales están compuestos por partículas:
átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

11. Primera ley de la termodinámica se basa en la ley de
conservación de la energía
La energía no se crea ni se destruye,
solo se transforma
Supongamos una
bolita de plastilina,
tiene solo energía
potencial.
Ep= mgh
Al caer la
energía potencial
se transforma en
energía cinética.
Ec= ½ mv2
Al chocar contra el suelo,
la Ec=Ep=0 la energía se
transforma en otro tipo
de energía como calor y
trabajo.
Imaginemos que nuestro sistema es una bolita de plastilina….

12. Es muy difícil determinar las energías microscópicas, pero si se puede
saber el cambio de energía (ΔE) que acompaña a un cambio en el
sistema.
Definimos el cambio de energía interna como:
ΔEi = Efinal − Einicial
Función de estado

13. Calor = Q Trabajo = W
Puedo hacerlo analizando las manifestaciones del
intercambio de energía con el medio y/o el entorno
Energía que se pone en juego
al efectuar un movimiento
contra una fuerza externa.
Energía que se intercambia
por la existencia de un
cambio de temperatura.
La variación de Energía interna del sistema: es la
capacidad de realizar trabajo o de transferir calor.
¿Cómo podemos conocer la variación de energía interna de
un sistema?

14. Esistema = Q - W Convenciones válidas
Q W
(+) (-)
(+)
(-)
El sistema
absorbe calor
El sistema
libera calor
El sistema
realiza trabajo
sobre el medio
El medio realiza
trabajo sobre el
sistema
Energía Q que se intercambia
entre un sistema y sus
alrededores como resultado de
un T
En una reacción qca. el trabajo
realizado por el sistema es
mediante un Volumen
Caliente Frio

15. Esistema = Q - W
Cualquier sistema puede intercambiar energía con
su entorno en forma de calor Q o de trabajo W
Q y W NO SON FUNCIONES DE ESTADO

16. Absorbe calor Q > 0 Libera calor Q < 0
H2(g) + F2(g) → 2HF(g) + 546 kJ
Libera calor
Exotérmica
2HgO(s) + 181,6 kJ → 2 Hg(l) + O2(g)
Absorbe calor
Endotérmica
Analicemos el calor Q

17. ¿De que depende Q?
 De la cantidad de sustancia (m masa/n moles)
 Del tipo de sustancia que utilicemos
 De cuanto cambia la temperatura (T)
Calor sensible: calor
intercambiado cuando
NO hay cambio de
estado. (hay variación
de temperatura)
Q= m.ce.T
ce = calor específico
Calor Latente: calor
intercambiado en el cambio
de estado. (la temperatura
es constante) H es el calor
a p. cte. puesto en juego
para producir el cambio de
estado (para 1g Hm o 1mol de
sustancia Hn)
Q= m. Hm
Q= n. Hn

18. ce= Q
mT
Calor específico (ce): Cantidad de calor necesaria para
aumentar en 1°C la temperatura de 1 g de sustancia.
Cuanto mayor sea el calor específico, mayor cantidad de calor podrá
absorber esa sustancia sin variar significativamente la temperatura.
El calor específico de agua líquida es : 4,184 J/g °C
Hay un calor específico para cada estado de agregación.
El calor específico (c) (propiedad intensiva, no
depende de la masa) y es un valor fijo para cada
sustancia y depende del estado de agregación.
Tiene las siguientes unidades:
cal/ g °C o J/ g °C (equivalencia 1 cal= 4,18 J)

19. C= Q
∆T
La capacidad calorífica (C) (propiedad extensiva), se
expresa como "calor" sobre "grados centígrados" y, por
tanto, tiene las siguientes unidades:
Unidades = cal/ °C o J/ °C (1 cal= 4,18 J)
Por ejemplo, no es lo mismo calentar el agua de un vaso que el agua de toda una
piscina: requerimos mayor calor para calentar el agua de toda una piscina puesto
que su capacidad calorífica es mucho mayor.
La capacidad calorífica : la cantidad de calor requerida para elevar en 1ºC,
la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.
Cuanto mayor sea la capacidad calorífica de una sustancia, mayor será la
cantidad de calor entregada a ella para subir su temperatura en un mismo
valor.
La capacidad calorífica de 1 mol de agua
será: 18 g x 4,184 J/g°C = 75,31 J/°C
C= m.ce

20. Q1 , Q3 y Q5 calor sensible
Q2 y Q4 calor latente
Si calentamos una sustancia
pura, por ejemplo H2O
Q1= mhielo x chielo x (0°C - T inicial)
Q3= magua liquida x cagua liquida x (100°C – 0°C)
Q5= magua vapor x cagua vapor x (T final – 100°C)
Q2= m ∆Hfusión
Q4= m ∆Hvaporización
Qtotal = Q1+Q2+Q3+Q4+Q5
Curva de calentamiento de agua P=1 atm

21. -Calcule la cantidad de calor necesaria para calentar 100 g
de etanol líquido desde 5 °C hasta 90 °C a 1 atm de presión.
Datos: calor específico del etanol líquido = 0,58 cal/°C.g;
calor específico del etanol gaseoso= 0,83 cal/°C.g; calor de
vaporización: 214,5cal/g TEbullición =78°C
Q1= 100 g x 0,58 cal/°C.g x (78 – 5) °C
Q3= 996 cal
Q1= 4234 cal
Q3= 100 g x 0,83 cal/°C.g x (90°C – 78°C)
Q2= m ∆Hfusión
Q2= 100 g x 214,5 cal/g= 21450 cal
Qtotal = 4234+21450+996= 26680cal

22. Cuadro comparativo entre calor y temperatura
El Calor La Temperatura
Es una energía en transito.
Se transmite de un cuerpo
mas caliente a uno mas
frio. Es una propiedad
extensiva
Corresponde al grado de
movimiento de sus
partículas. Es una
propiedad intensiva,
refleja un flujo de calor
Se mide con un
instrumento llamado
calorímetro.
Se mide con termómetros.
Depende de la masa,
sustancia y tiempo
Es independiente de la
masa, sustancia y tiempo
Se expresa en
calorías/kcal o Joule/
kJoule
Se expresa en grados
centígrados, Kelvin o
Farenheit

23. KClO3(s) KCl(s) + 3/2O2(g)
En el caso de este curso en caso de un proceso físico
o una reacción química vamos a considerar solo
trabajo de expansión (asociado al cambio de
volumen): P:presión F:fuerza A:area
ΔV
trabajo de expansión
Analicemos el trabajo W

24. Si V = constante ΔV=0  W = 0
Transformación a V=cte: ∆E = QV - P.0 = QV
La ecuación del primer Principio ∆E = Q - W
Si P = constante  W = Pext ΔV
Transformación a P=cte: ∆E = QP - P. ΔV
QP = ∆E + P. ΔV (Ec 1)

25. Se define una nueva función de estado, ENTALPIA; que se
representa con la letra H y que queda definida por
la siguiente ecuación:
Entalpía:H = E + P.V (FUNCION DE ESTADO)
Entonces la variación de entalpía al pasar el sistema de un
estado inicial a uno final será:
ΔH = ΔE + Δ(PV)
Si el proceso ocurre a presión constante :ΔH = ΔE + P (ΔV)
Si comparamos con la expresión del primer principio a P cte
(Ec. 1) vemos QP = ∆H (Tiene sentido físico a P
cte)
Entalpía: es la cantidad de calor que se absorbe o se libera
en un proceso a presión constante.
Entalpía del latín ¨entalpo¨ significa Agregar calor

26. Calorimetría: Es una técnica que nos permite calcular la
cantidad de calor involucrada en un proceso.
Se basa en medir el cambio de temperatura que ocurre cuando
un sistema absorbe o libera energía en forma de calor.
El experimento se lleva a cabo en un dispositivo llamado
calorímetro, en el cual se puede medir el cambio de temperatura
que sufre una determinada masa de una sustancia de calor
específico conocido.
El cambio de temperatura es causado porque en el calorímetro
ocurre algún proceso químico (reacción química) o proceso
físico que absorbe o libera calor.
Los calorímetros son recipientes aislados (adiabáticos) que
impiden el intercambio de energía entre el contenido del
calorímetro y su entorno.
Existen distintos tipos de calorímetros: Bombas calorimétricas
(a Volumen constante) y Calorímetros a Presión constante.

27. Calorimetría.
-Bomba calorimétrica: este calorimetro esta
diseñado para medir el calor desprendido en
reacciones en las que intervienen gases.
Los reactivos se cargan en el recipiente de
acero y la reacción ocurre en condiciones de
Volumen constante
Q
Q
-Cuando la reacción no involucra gases se
puede llevar a cabo en recipientes a presión
atmosférica. Presión constante
Recipiente
aislante
Termómetro
Agitador
En interior agua o
mezcla de reacción

28. CALORIMETROS=Ecuaciones asociadas
-∑ Q = 0 la Sumatoria de los calores en
un calorímetro es igual a 0
Q cedido + Q absorbido = 0
Q proceso + Q calorímetro = 0
Proceso= físico o químico (reacción)
Habitualmente un calorímetro contiene agua donde se inserta un
termómetro para seguir el proceso a través de la temperatura
registrada
Tanto el agua (o la solución) contenida en el calorímetro como todas las partes
del calorímetro puede absorber o ceder calor:
-Si consideramos una reacción química
Q reacción + Qagua + Qcalorimetro = 0 entonces Q reacción= - (Qagua + Qcalorimetro )
Qagua = magua cagua Δt Qcalorimetro = Ecal Δt Ecal = ∑(mterm cter +mag cag+ mrec crec)
Ecal = C= capacidad calorífica del calorímetro, tiene unidades de energía/°C y
representa la cantidad de energía que hay q entregarle al calorímetro para aumentar su
temperatura en 1°C. Es un valor constante si no se cambian las partes constituyentes.
Se determina experimentalmente armando el calorímetro con todos sus componentes
(termómetro, agitador, recipiente) y midiendo cuanto sube su temperatura cuando se
entrega una cantidad conocida de calor.

29. Ejemplo: Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8), una
sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra
polillas, se quema en una bomba calorimétrica. Como consecuencia,
la temperatura se eleva de 20,28 a 25,95°C. Si la capacidad
calorífica de la bomba fue de 10,17 kJ/°C, calcule el calor molar de
combustión del naftaleno y el calor por gramo.
C10H8 (s) + 12 O2 (g)  10 CO2 (g) + 4 H2O (l)
Q=0 Qcombustión + Q calorímetro=0
Qcombustión + Ecalorímetro∆T=0
Qcombustión = - 10,17 kJ/°C (25,95-20,28)°C = -57,66 kJ
1,435g ----- -57,66 kJ
128 g ----- x = - 5143,19 kJ
1,435g ----- -57,66 kJ
1 g ----- x = - 40.18 kJ

30. E sistema = Q – W
Calorímetro a
V=cte
Si no hay cambio
de volumen
V=0 W=0
E =QV
Calorímetro a P=cte
Como la mayoría de las
reacciones ocurren a presión
constante, no a volumen
constante 
E =Qp - PV
QP = Entalpia= H
E sistema = H - P V
Si se trabaja a P y T constantes
con gases ideales PV= nRT
E = H - n(g) RT
Donden (g) = n final (gaseosos) – n inicial
(gaseosos)
La variación de volumen en un sistema se debe a la
variación del numero de moles gaseosos

31. Ejemplo: Dada la siguiente reacción a presión constante
CH3OH(l) + 3/2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l)
Calcular la energía interna a 30°C sabiendo que la entalpía
molar de reacción es de –726,4 kJ/mol . Es una reacción
endo o exotérmica?
E = H - n(g) RT
E = -726400 J – (1-3/2) mol 8,31 J/K.mol 303K
E = -726400 J + 1259 J = -725141 J
H < 0  exotérmica