1. Profesor Cristian Omar Alvarez De La Cruz
Termodinámica by Cristian Omar Alvarez De La Cruz is licensed under a Creative Commons ReconocimientoNoComercial-CompartirIgual 3.0 Unported License.

2. Relaciona los siguientes conceptos:
1. Es el cambio directo de energía que resulta
de un proceso.
2. Es el estudio científico de la conversión
del calor y otras formas de energía.
3. Es el resto del universo externo al sistema.
4. Es la capacidad de un cuerpo para
realizar un trabajo. Cinética y Potencial.
5. Es la transferencia de energía térmica
entre dos cuerpos a diferentes
temperaturas
6. Parte específica del universo que nos
interesa.
( 4 ) Energía
( 1 ) Trabajo
( 5 ) Calor
( 6 ) Sistema
( 2 ) Termodinámica
( 3 ) Alrededores

3. Comprendiendo a la termodinámica:
Tipos de sistemas:
a) Abierto
b) Cerrado
c) Aislado
Haz clic en la imagen

4. Comprendiendo a la termodinámica:
¿Exotérmicos ó endotérmicos?
Haz clic en la imagen

5. Leyes de la termodinámica:
Principio Cero: La temperatura tiene
sentido.
Primer principio: Conservación de la energía

6. Leyes de la termodinámica:
Segundo principio: es el principio de la
ENTROPIA.
Tercer principio: Cero absoluto

7. estado del sistema y función de estado:
Estado del Sistema:
Se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes; por ejemplo,
su composición, energía, temperatura, presión y volumen.
Funciones del Sistema:
Sirven para determinar el estado de cualquier sistema en particular. Energía, Presión,
Volumen y Temperatura.
Solamente nos interesará medir el estado inicial y el final no el proceso
Estado inicial
Soltero
Estado final
Casado

8. Primera ley de la termodinámica:
ΔE= Q + W
El cambio en la energía interna “ΔE” de un sistema (reacción química), es la suma del
intercambio de calor “Q” entre el sistema y los alrededores y el trabajo “W” realizado sobre
o por el sistema.
Q > 0 = endotérmico +
W<0=-
W>0=+
Sistema
Q < 0 = exotérmico -
Nota importante= Ni Q ni W son funciones de estado. Se
manifiestansólo durante un proceso (cambio).

9. Ejemplos:
En el interior de un cilindro en un motor de automovil se lleva a cabo la combustión de
una mezcla de aire y gasolina. Al término de la reacción, el sistema aire - gasolina pierde
1200J de calor hacia el entorno; simultáneamente, al expandirse los gases y mover el
pistón, se efectúa 300J de trabajo sobre el entorno. Calcula el cambio de energía del
sistema.
Fórmula:
Sustitución:
Datos:
ΔE= Q + wc
ΔE= -1200J + (-300J)
Q= -1200J
W= -300J
ΔE= ?
Resultado:
La energía interna del sistema disminuyó en 1500J
Es decir -1500J

10. Ejemplos:
El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462J. Durante este
proceso hay transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio
de energía para este proceso:
Datos:
Q= -128J
W= 462J
ΔE= ?
Fórmula:
ΔE= Q + W
Sustitución:
ΔE= -128J + 462J
Resultado:
La energía interna del gas aumentó en 334J
Es decir +334J

11. Ejercicios de práctica:
Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los alrededores igual a 279J. Al mismo
tiempo, absorbe 216J de calor de los alrededores. ¿Cuál es el cambio en la energía del
sistema?:
Respuesta: -63J
El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74J. Como resultado, se liberan 26J de
calor hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.
Respuesta: 48J
Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 325J. Al mismo
tiempo, absorbe 127J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.
Respuesta: -198J

12. Entalpia :
Es una magnitud termodinámica simbolizada por la letra “H” mayúscula cuya variación
expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema
termodinámico; es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su
entorno.
H>0 = endotérmico +
H<0 = exotérmico -

13. Entalpía estándar de formación y reacción:
La entalpía estándar de formación ΔHºF : es el cambio de calor relacionado cuando se
forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm y 25ºC.
Ejemplo:
1. C(s) + O2(g) CO2(g)
2. H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
3. 2C(s) + 2H2(g) C2H4(g)
Solución:
1. ΔH⁰F : -393.5 KJ/mol
2. ΔH ⁰ F : -241.8 KJ/mol
3. ΔH ⁰ F : 52.3 KJ/mol
Solución:
Debemos buscar las ΔHºF en una tabla como la siguiente, haciendo caso al estado de
agregación que poseen:

14. Haz clic en la imagen

15. Ejercicios de práctica
Ejemplo:
1. S(s) + 3F2(g) SF6(g)
2. P4(s) + 5O2(g) P4O10(s)
3. C(s) + 2S(s) CS2 (l)
Solución:
1. ΔH⁰F : -1096.2 KJ/mol
2. ΔH ⁰ F : -3012.48 KJ/mol
3. ΔH ⁰ F : 87.3 KJ/mol

16. Entalpía estándar de formación y reacción:
La importancia de las entalpías de formación estriba en que una vez que conocemos sus
valores podemos calcular La entalpía estándar de reacción ΔHºreac : es la cantidad de calor
que se desprende o absorbe durante una reacción química, a presión constante y de
acuerdo a la cantidad de reactivos y productos.
Σ= sumatoria
n= moles de productos
m= moles de reactivos
ΔH⁰F= Cambio en la E. S. de Formación
ΔH⁰rea= Cambio en la E. S. de Reacción

17. Entalpía estándar de formación y reacción:
Ejemplo:
Determina el calor generado en la reacción de combustión del etano a 25º C y 1atm.
2C2H6 (g) + 7O2 4CO2(g) + 6H2O(g)
Solución:
1. Tomamos los datos de entalpías de formación para cada uno de los compuestos
involucrados:
C2H6= -84.7 KJ/mol
CO2 = -393.5 KJ/mol
H2O = -241.8 KJ/mol
Continua…

18. 2. Este valor se multiplica por el coeficiente que cada sustancia presenta en la ecuación
balanceada, es importante no olvidar los signos:
2C2H6 (g) + 7O2
4CO2(g) + 6H2O(g)
ΔH⁰rea= [4(-393.5) + 6(-241.8)] – [2(-84.7) + 7(0)]
ΔH⁰rea= -3024.8 – (-169.4)
ΔH⁰rea= -2.85 x 10 3
Su signo negativo nos indica que es una reacción exotérmica, y de acuerdo a su cantidad
se libera mucha energía al ambiente.

19. Ejercicios de práctica:
A partir de los datos de la tabla de entalpías determina la ΔH⁰rea para los siguientes casos
y establece si es una reacción exotérmica o endotérmica :
1. H2SO4 (l) + 2NaOH(ac)
Na2SO4(s) + 2H2O (l) nota: el NaOH= -427.7
2.
2FeO(s) + C(s)
3.
Mn(s) + 2HNO3(l)
4.
2CO2 (g)
5.
2C2H2(g) + 5O2 (g)
2Fe(s) + CO2(g)
Mn(NO3)2(ac) + H2(g)
2CO(g) + O2(g)
4CO2(g) + 2H2O(g)
nota: el Mn(NO3)2= -636

20. Ley de hess:
Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio en la entalpía es el mismo
independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos.
También conocido como el método indirecto para determinar la ΔH.
Vamos a ver el siguiente video el cual explica como realizar este procedimiento:

21. Ejemplo paso a paso:
La reacción en la que el disulfuro de carbono reacciona con agua para formar dioxido de
carbono y ácido sulfhídrico, ambos en estado gaseoso se representa de la siguiente manera:
CS2(l) + 2H2O (l)
CO2(g) + 2H2S(g)
Calcula el cambio en la Entalpia de reacción a partir de las siguientes ecuaciones:
1. H2S(g) + 3/2O2 (g)
2. CS2(l) + 3O2 (g)
H2O(l) + SO2
CO2(g) + 2SO2
ΔH= -562.6 KJ/mol
ΔH= -1075.2KJ/mol

22. Solución: Tomamos como base nuestra ecuación a la que llamaremos “problema”, y a
partir de como se encuentre ordenada esta y de los coeficientes de cada uno de sus
reactivos y productos haremos una ecuación, es decir:
CS2(l) + 2H2O (l)
CO2(g) + 2H2S(g)
Para la ecuación 1, que similitudes encuentras con la del problema:
1. H2S(g) + 3/2O2 (g)
H2O(l) + SO2
ΔH= -562.6 KJ/mol
Nota que el ácido sulfhídrico se encuentra como producto en el problema, diferente a la
ecuación 1 que se encuentra como reactivo. Así también observamos que tenemos 2 moles
de ese ácido en la del problema (que es la que nos interesa) y sólo 1 en la ec. 1.

23. Por tanto habría que hacerle las siguientes modificaciones:
1. 2H2O(l) + 2SO2
2H2S(g) + 3O2(g)
ΔH= +1125.2 KJ/mol
Nota que invertimos la reacción para que nuestro ácido quedara como producto, al hacer
esto el signo de ΔH cambia de negativo a positivo; así como también fue necesario
multiplicar a toda la ec 1 por “2” (# de moles del ácido problema) , es por eso que ΔH
cambió también en cantidad.
Continua…

24. Y ahora ¿qué hacemos con nuestra ec. 2, al compararla con la del problema?
CS2(l) + 2H2O (l)
2. CS2(l) + 3O2 (g)
CO2(g) + 2H2S(g)
CO2(g) + 2SO2
ΔH= -1075.2KJ/mol
Nada, porque el disulfuro de carbono coincide tanto de lugar en los reactivos como en el #
de moles. Así que ya podemos resolver nuestro problema al sumar la ec 1 con la ec2.
1. 2H2O(l) + 2SO2
2. CS2(l) + 3O2 (g)
CS2(l) + 2H2O (l)
2H2S(g) + 3O2(g)
CO2(g) + 2SO2
CO2(g) + 2H2S(g)
ΔH= +1125.2 KJ/mol
ΔH= -1075.2KJ/mol
ΔH=
+50.0 KJ/mol

25. Ley de Hess otros ejemplos:

26. Ley de Hess otros ejemplos:

27. Ley de Hess otros ejemplos:
-2323.78 kj/mol

29. Entropia :
Uno de los principales objetivos al estudiar la termodinámica, es poder predecir si ocurrirá
alguna reacción cuando se mezclan los reactivos en condiciones especiales (por ejemplo a cierta
temperatura, presión y concentración). Una reacción que sí ocurre en determinadas condiciones
se llama reacción espontánea.
Con el fin de predecir la espontaneidad de un proceso utilizaremos a la Entropia (S). La cual
podemos describir como una medida del grado de dispersión o desorden de la energía en un
sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contener la energía.

30. Entropia y la segunda ley de la termodinámica:
La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda expresada en la
segunda ley de la termodinámica: La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo
y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio.
 Si la entropía es Mayor que Cero el proceso es espontáneo.
 Si la entropía es Igual a Cero el proceso está en equilibrio.
 Si el proceso fuera Menor que Cero el proceso es Espontáneo en la dirección Opuesta.

31. Ejercicios:
A partir de los valores de Entropía absoluta que se encuentran en el apéndice 3, calcule los
cambios de entropía estándar de las siguientes reacciones a 25º C.

34. Energía Libre de Gibbs:
A fin de determinar la espontaneidad de una reacción de una manera más directa se utiliza
otra función termodinámica denominada energía libre de Gibbs (G). O simplemente energía
libre.
Todas las cantidades de la ecuación son propiedades del sistema, y T es su temperatura. Note
que G tiene unidades de energía (tanto H como TS tienen unidades de energía) . Igual que H, y
S, G es una función de estado .

35. Cambio de energía libre “∆G”:
El cambio en la energía libre de un sistema para un proceso a temperatura constante es:
Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.

36. Cambio de energía libre “∆G”:
Ejercicios:
1. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:
H2O(S)  H2O(l)
a) A 10ºC
b) A 0ºC
Y determina para cada temperatura si la fusión es espontánea a presión constante. Considerar
∆H y ∆S como independientes de la temperatura. La entalpía de fusión es de 6.01KJ/mol y la
entropía de fusión es de 22J/K(mol).

37. ∆G= 6.01KJ/mol – (283K)(22X10-3KJ/K•mol )
∆G= -0.22KJ/mol
∆G= 6.01KJ/mol – (273K)(22X10-3KJ/K•mol )
∆G= 0 .0KJ/mol
Se deduce que la fusión es espontánea a 10ºC pero que a 0ºC el hielo y el agua están en
equilibrio.

38. Ejercicios:
2. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:
H2O(l)  H2O(g)
a) A 95ºC
b) A 105ºC
La entalpía de vaporización es 40.7KJ/mol y la entropía de vaporización es de
109.1J/K•mol . En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no.
Respuesta del inciso a= 0.6KJ/mol no espontánea
Respuesta del inciso b= -0.5KJ/mol espontánea

39. Ejercicios:
3. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:
Hg(l)  Hg(g)
a) A 350ºC
b) A 370ºC
La entalpía de vaporización es 59.3KJ/mol y la entropía de vaporización es de
94.2J/K•mol. En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no.
Respuesta del inciso a= +0.6KJ/mol no espontánea
Respuesta del inciso b= -1.3KJ/mol es espontánea

40. Haz clic en el siguiente cuadro:

41. Formulario general de sumario de fisicoquímica:

42. Hasta aquí para el
examen

43. Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”:
Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar,
cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar:
Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.

44. Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”:
Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar,
cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar:
∆GºF : Es la energía libre estándar de formación de un compuesto, es decir es el cambio de
energía libre que se presenta cuando se sintetiza 1 mol del compuesto a partir de sus elementos
en sus estados estándar.

45. Nota importante: como en el caso de la entalpía estándar de formación definimos como cero la
energía libre estándar de formación de cualquier elemento en su forma alotrópica más estable a
1 atm y 25ºC. Lee el siguiente texto te dará una idea de lo que esto significa:

46. Ejercicios:
Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC:
Solución:

47. Ejercicios:
Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC:
Solución:

48. Respuestas: