Este documento describe los conceptos básicos de la termoquímica, incluyendo los tipos de sistemas termodinámicos (abiertos, cerrados, aislados), las funciones de estado, la energía, el calor y el trabajo. También explica conceptos como la capacidad calorífica, la energía interna de un sistema y la primera ley de la termodinámica.

1. TERMOQUÍMICA
PROFESOR: CRISTIAN MALEBRÁN

2. SISTEMAS TERMODINÁMICOS
El sistema es lo que se desea estudiar, mientras que
el entorno es la zona en la que se produce algún
intercambio con el sistema. Aquella separación real
entre el sistema y el entorno se denominan límites o
paredes del sistema, mientras que el conjunto de
sistema y entorno se denomina universo.

4. TIPOS DE SISTEMAS TERMODINÁMICOS
De acuerdo a sus características los sistemas se clasifican en:
1. Sistemas abiertos: es el que permite el intercambio de energía y
materia.
2. Sistemas cerrados: es aquel que permite el intercambio de energía,
pero no de materia.
3. Sistemas aislados: es el que no permite el intercambio de energía
ni de materia.

5. FUNCIONES DE ESTADO
Las propiedades de la materia se pueden agrupar en dos
categorías: físicas y químicas, las primeras son factibles de
medir sin cambiar la identidad y la composición de la
sustancia. Estas propiedades incluyen color, olor, densidad,
punto de fusión, punto de ebullición y dureza. Las
propiedades químicas, en cambio, describen la manera en
que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar
otras sustancias.

6. Algunas propiedades como la temperatura, el punto de
fusión y la densidad, no dependen de la cantidad de muestra
que se está examinando, y se denominan propiedades
intensivas. En cambio, las propiedades extensivas de las
sustancias, dependen de la cantidad de la muestra e
incluyen mediciones de la masa y del volumen.

7. Desde este punto de vista, se entiende que las funciones de estado
están definidas por el cambio que experimenta la magnitud de un
cuerpo u objeto respecto a su estado final e inicial (Cambio = Magnitud
de la propiedad final – Magnitud de la propiedad inicial), lo que
matemáticamente se expresa como:

8. ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO
El trabajo (w) que efectuamos al mover el objeto contra la fuerza es
igual al producto de la fuerza (F), por la distancia (d) que lo movemos,
así:

9. CALOR
En una taza recién servida, la disolución se encuentra a alta
temperatura. Al disponerla sobre una mesa – por ejemplo –
esta disolución comienza a enfriarse por transferencia
térmica, flujo de calor o simplemente “calor (q)”. Se habla de
flujo de calor para describir la transferencia de energía desde
un objeto caliente a uno más frío, este último representado
por el entorno.

10. CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD
CALORÍFICA
La cantidad de energía que absorbe un cuerpo, depende de
su capacidad calorífica (C), definida como “la cantidad de calor
necesaria para elevar su temperatura en 1 K o 1 o C”. Así, cuanto
mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se
necesita para producir un aumento de la temperatura.

11. Normalmente, la capacidad calorífica se expresa por mol o
por gramo de sustancia. Cuando se expresa por gramo de
sustancia se le denomina calor específico (s) y si se
expresa por mol de sustancia, se denomina capacidad
calorífica molar ( C )

12. El calor específico (s)de una sustancia se puede determinar
experimentalmente midiendo el cambio de temperatura
( ΔT ) que experimenta una masa conocida ( m ) de la
sustancia, cuando gana o pierde una cantidad específica de
calor ( q ) . Por ende.

13. ENERGÍA INTERNA DE UN SISTEMA
La energía total de un sistema es la suma de todas las
energías cinéticas (Ec) y energías potenciales (Ep) de sus
partes componentes y es conocida como energía interna
del sistema (U), que corresponde a una función de estado.
Todo sistema, está formado por átomos, iones o moléculas y,
por ende, por la suma de todas las energías cinéticas y
potenciales individuales.

14. Como comprenderás, dada la gran cantidad y variedad de
tipos de movimientos e interacciones, no es posible
determinar la energía exacta de ningún sistema de interés
práctico. Lo que sí se puede hacer es medir los cambios de
energía interna que acompañan a los procesos físicos y
químicos. Así, se define el cambio de energía interna ( ΔU )
como la diferencia entre la energía interna del sistema al
término de un proceso y la que tenía al principio:
ΔU = U ( final) - U ( inicial)

15. Las unidades de ΔU, así como otras cantidades termodinámicas, están
compuestas por tres partes: un número, una unidad que da la magnitud
del cambio y un signo que da la dirección.

16. La energía interna de un sistema cambia cuando se realiza
transferencia térmica en forma de calor o trabajo. Así, la
relación entre cambio de energía interna ( ΔU ) , calor ( q )
y trabajo ( w ) está dada por la siguiente expresión, que
corresponde a la primera ley de la termodinámica:

17. Se puede decir que:
• Cuando se transfiere calor del entorno al sistema, q tiene un
valor positivo.
• Cuando se transfiere calor del sistema al entorno, q tiene un
valor negativo.
• Cuando el entorno efectúa trabajo sobre el sistema, w tiene un
valor positivo
• Cuando el sistema efectúa trabajo sobre el entorno, w tiene un
valor negativo.

19. Cuando un sistema absorbe energía, es decir, aumenta la
energía interna, es sinónimo de que el entorno realiza
trabajo sobre el sistema ( + w ) y se transfiere energía hacia
el sistema en forma de calor ( + q ) , proceso conocido como
endotérmico. Por otra parte, cuando el sistema ejerce
trabajo sobre el entorno ( − w ) y entrega calor ( − q ) , el
proceso habrá liberado energía al entorno, convirtiéndose en
un proceso exotérmico, como muestra el siguiente esquema: