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TERMODINÁMICA

12 de mayo

2016

CONTIENE:TERMODINÁMICA- CONCEPTO

ENERGÍA - TIPOSSISTEMAS TERMODINÁMICOS:

PROPIEDADESESTADOS

PROCESOSLEY CERO

POSTULADOS DE LA PRIMERA LEY.PRIMERA LEY.

TERMOQUÍMICALEYES DE LA TERMOQUÍMICA.



1. CONCEPTO DE LA TERMODINÁMICA

La ENERGÍA, palabra griega que significa fuerza en acción, o capacidad para producir trabajo, es el protagonista principal

de la Termodinámica.

La TERMODINÁMICA es la Ciencia que estudia la conversión de unas formas de energías en otras. En su sentido

etimológico, podría decirse que trata del calor y del trabajo, pero por extensión, de todas aquellas propiedades de las

sustancias que guardan relación con el calor y el trabajo.

La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes:

• Principio Cero: permite definir la temperatura como una propiedad.

• Primer Principio: define el concepto de energía como magnitud conservativa.

• Segundo Principio: define la entropía como magnitud no conservativa, una medida de la dirección de los procesos.

• Tercer Principio: postula algunas propiedades en el cero absoluto de temperatura.

El desarrollo histórico de esta ciencia no ha sido ciertamente lineal

SISTEMA PARED ENTORNO UNIVERSO

Sistema es unaporción del universo objeto de estudio

. Un sistema es una región restringida, no necesariamente devolumen constante, ni fija en el espacio, en donde se puede estudiar la transferencia y transmisión de masa y energía. Se

debe definir cuidadosamente.



Figura 1.1 – Conceptos de sistema, entorno, pared y universo.

Todo sistema queda limitado por un contorno , paredes, fronteras o límites del sistema, que pueden ser reales

o imaginarios. También se llaman superficie de control. La frontera separa el sistema del resto del universo;

esta frontera puede ser material o no. A través de la frontera suceden los intercambios de trabajo, calor o

materia entre el sistema y su entorno.

El medio rodeante o entorno es la parte del universo próxima al sistema y que se ve afectada en alguna

medida por los procesos que ocurren en el sistema.

El universo es todo lo accesible a nuestro experimento. Para el termodinámico, el universo está formado por el

sistema examinado y su entorno con el que es capaz de interaccionar en su evolución:

universo = sistema + entorno ………………………………………. [1.1]

Por convenio, el universo para el termodinámico es un sistema aislado.

El Universo de la cosmología (con U mayúscula) no tiene por qué coincidir con el universo de la

Termodinámica.

Se puede concluir que un sistema TERMODINÁMICO es aquella parte del universo físico cuyaspropiedades se están investigando; se puede decir también que es una porción de universo que escogemos

para una consideración termodinámica.

2.1.1 Tipos de sistemas

Los sistemas se clasifican según cómo sea la pared que los separa del entorno. En función de sus paredes o

límites, un sistema puede ser:



• Cerrado: es una región de masa constante; se denomina masa de control. A través de sus límites sólo se

permite la transferencia de energía, pero no de materia. La pared que rodea al sistema es impermeable.

• Abierto: en un sistema abierto es posible la transferencia de masa y de energía a través de sus límites; la

masa contenida en él no es necesariamente constante. Se denomina volumen de control; la superficie

limitante, que por lo menos en parte debe ser permeable o imaginaria, se llama superficie de control. Una

pared también puede ser semipermeable, si permite el paso sólo de algunas sustancias.

• Rígido: no permiten el cambio de volumen.

• Ad

iabático: una pared adiabática es aquella que sólo permite interacciones en forma de trabajo entre el

sistema y su entorno2. Una pared diatérmica permite interacciones de energía de otras formas que no son

trabajo3.

• Aislado: un sistema aislado no puede transferir materia ni energía con su entorno. El universo en su totalidad

se puede considerar como un sistema aislado

2.2 PROPIEDAD ESTADO

Propiedad es cualquier magnitud física evaluable de un sistema y se pueden definir como aquellos atributos

físicos que se perciben por los sentidos o que puedan hacerse perceptibles mediante ciertos métodos

experimentales de investigación.

El estado de un sistema está definido por el conjunto de propiedades (temperatura, presión, composición, etc.)

que caracterizan este sistema, pero no por su entorno ni por su historia.

Algunas propiedades que definen el estado del sistema son independientes ; por tanto, es posible escogerarbitrariamente algunas magnitudes como variables de estado , y considerar otras como funciones de esas

variables de estado. Los siguientes términos son sinónimos: propiedad, variable de estado, función de estado.

2.2.1 Propiedades extensivas e intensivas

Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen de la masa del sistema, por ejemplo el volumen, y todas

las clases de energía. Si un sistema está constituido por N subsistemas, el valor de una propiedad extensiva X

para el sistema total, vendrá dado por :

siendo Xi la propiedad extensiva del subsistema i . Es decir, las propiedades extensivas son aditivas . Para

designar las propiedades extensivas se utilizan letras mayúsculas (la masa m es una excepción importante).



Propiedades intensivas: Se definen en un punto. Son independientes del tamaño, masa o magnitud del

sistema: por ejemplo la presión, temperatura, viscosidad y altura. Las propiedades extensivas se convierten

en intensivas si se expresan por unidad de masa (propiedad específica), de moles (propiedad molar) o de

volumen (densidad de propiedad).

Las propiedades intensivas se representan con letras minúsculas, con la excepción de la temperatura T .

2 4 ESTADO TERMODINÁMICO EQUILIBRIO

Estado termodinámico es una condición del sistema definida por determinados valores de sus propiedades

termodinámicas. Estados idénticos de un sistema, presentan los mismos valores en sus propiedades,

independientemente del proceso o transformaciones que haya podido efectuar para alcanzarlo.

Estado de Equilibrio: un sistema está en equilibrio cuando no tiene tendencia por sí mismo para cambiar su

estado, y por tanto sus propiedades. Para comprobar si un sistema está en equilibrio habría que aislarlo

(imaginariamente) y comprobar que no evoluciona por sí solo.

Si un sistema no posee en su interior fuerza alguna no equilibrada y las que ejerce a través de sus fronteras

(si éstas no son rígidas) se equilibran con las del exterior que actúan sobre él, se encontrará en equilibrio

mecánico (Figura 1.2); si la temperatura es uniforme en la totalidad del sistema y es la misma que la de su

medio rodeante (cuando sus paredes sean diatérmicas) se encontrará en equilibrio térmico; cuando la

composición química de un sistema permanece sin alteración lo tendremos en equilibrio químico; si no hay

flujo de carga eléctrica a través de sus paredes y su carga inter na es constante habrá equilibrio electrostático.

Figura 1.2 –

Ejemplo de equilibrio mecánico. El punto P tiene una posición de equilibrio que viene dada porla magnitud de las tres masas y la distancia entre las poleas (leyes de la estática: balance de fuerzas). El

punto no cambia de posición si no interviene alguna interacción desde el exterior. Una pequeña perturbación

(un pequeño aumentoδm de una de las masas, o un cambioδ x de las posiciones de las poleas) desplaza la

posición de P, pero si cesa la acción desde el exterior el punto vuelve a su posición de equilibrio



Equilibrio Termodinámico:

Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando satisface las condiciones de todos los equilibrios

parciales. En el sistema no habrá flujo de energía, materia, ni carga, etc., permaneciendo ellas y la

composición, con stantes en el interior.

Es decir el equilibrio termodinámico comprende tres tipos equilibrios los cuales deben coexistir para que se

establezca el equilibrio termodinámico:

EQUILIBRIO TÉRMICO : Es decir que la temperatura debe ser la misma a través de todo el sistema.

EQUILIBRIO QUÍMICO : Es decir, si el sistema comprende de de más de una sustancia, este debe tener la

misma composición no debe variar con el tiempo( no debe realizarse ninguna reacción química)

EQUILIBRIO MECÁNICO: No debe existir ningún movimiento macroscópico dentro del sistema.

Cuando se produce una variación de una o de varias o de todas las propiedades del sistema, se dice que se

da un cambio de estado o proceso.

2.5 PROCESO

Un sistema experimenta un proceso, cuando se verifica un cambio de estado. Un cambio de estado puede

conseguirse por distintos procesos.

Proceso c íclico: El estado final coincide con el inicial.



Figura 1.3 – (a) Proceso no estáti co de expansión de un gas. Al retirar la fijación, el sistema dejade estar en equilibrio, y evoluciona por sí solo hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Los

estados intermedios no son de equilibrio. (b) Proceso cuasiestáti co de expansión de un gas. La fuerza exterior (peso de la arena) se va reduciendo infinitesimalmente. Todos los estadosintermedios son de equilibrio.

Proceso cuasiestático: Todos los estados intermedios del proceso son estados de equilibrio (Figura 1.3b).

Este proceso realmente n o existe, es ideal o teórico. Puede aproximarse tanto más cuanto la causa o

potencial dirigente del proceso varía en cantidades cada vez más pequeñas. Entonces cada nuevo estado

producido, puede considerarse de equilibrio y viene definido por sus coordenad as y puede aplicársele las

ecuaciones que las liguen. La representación en un diagrama vendrá dada por una curva continua.

Proceso no estático: Cuando no cumple las condiciones anteriores. Son los procesos de igualación (Figura

1.3a).

Proceso reversible: Es un proceso cuasiestático, que puede ser llevado de nuevo al estado inicial pasando por

los mismos estados intermedios que el proceso directo, y sin que al final, ni en el sistema ni en el medio

rodeante, quede ningún efecto residual que pueda revelar que se ha verificado el proceso. Para que esto

último suceda, no debe haber rozamientos ni deformaciones, lo que se llaman efectos disipativos. Por último,

adelantaremos que no habrá degradación de la energía y por ello ninguna generación o producción de

ent ropía. 4

Proceso irreversible: Son los procesos reales. En ellos siempre habrá degradación de energía y generación de

entropía. Pueden ser de dos tipos:

a) Cuando se verifiquen por cambios no estáticos (procesos de igualación), tengan o no efectos disipativos.

b) Cuando haya efectos disipativos, aunque se verifiquen a través de cambios cuasiestáticos.

2.6 FASE

Una fase es una parte homogénea de una mezcla. Una mezcla de agua y hielo es bifásica.

El aire seco es monofásico (gas), pero si hay condensación (nubes) es bifásico. El granito está compuesto de

tres fases (cuarzo, mica y feldespato), que se distinguen a simple vista. Sin embargo, generalmente es

necesario emplear herramientas más avanzadas (microscopio electrónico, difracción de rayos X, etc.), para

distinguir las diferentes fases de una mezcla.

Homogéneo no implica uniforme , pues la homogeneidad no excluye gradientes internos de magnitudes

intensivas.

2.7 SUSTANCIA PURA

Sustancia pura es un material formado por un sólo constituyente, en oposición a una mezcla .

Sustancia pura no significa sustancia químicamente pura: sustancia pura es la que, en el intervalo de

propiedades estudiado, no se separa en sus componentes. Por ejemplo, en procesos físicos (calentamiento o



enfriamiento, compresión o expansión) a temperatura ambiente o superior, el aire puede considerase una

sustancia pura; pero en procesos químicos (reacciones de combustión) o a bajas temperaturas (cuando se

forma aire líquido), es necesario considerar el aire como una mezcla de sus componentes (oxígeno, nitrógeno,

etc.).

3. DIMENSIONES Y UNIDADES

3.1 NOMENCLATURA DE MAG NITUDES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS

Las magnitudes extensivas, p.ej. V, E, U ó A (área), se expresan con mayúsculas. La masa y el número de

moles se denominan m y N 5.

Las magnitudes intensivas espec íficas

, p.ej. v (volumen específico ≡ V/m), ρ (densidad ≡ m/V) ó u (energía

interna específica ≡ U/m), se expresan en minúsculas. Las magnitudes intensivas puras, presión y

temperatura (P y T), en mayúsculas.

Las magnitudes intensivas molares, p.ej. v (volumen molar ≡ V/N), ρ (densidad molar ≡ N/V) ó u (energía

interna molar ≡ U/N), se emplean en minúsculas y con raya superior. No obstante, con frecuencia se

prescindirá de la raya superior, y las unidades (molar o específica) se deducen del contexto.

3.2 VOLUMEN VOLUMEN ESPECÍFICO Y DENSIDAD

Estas propiedades se pueden definir de la siguiente manera:

Volumen (V) es el espacio que ocupa una sustancia; se mide en metros cúbicos (m3).

Volumen específico (v) es el espacio que ocupa la unidad de masa de una sustancia; se mide en metros

cúbicos por kilogramo (m3/kg).

Densidad ( ρ ) es la masa de la unidad de volumen de una sustancia; se mide en kilogramos por metro cúbico

(kg/m3). De las definiciones se deducen las siguientes relaciones:v = V m ………………………….[1.7]

ρ = m/V …………………………[1.8]

v = 1 ρ ………………………….[1.9]

3.3 PRESIÓN

La presión se define como la fuerza por unidad de superficie ejercida por un fluido sobre una superficie real o

imaginaria, en dirección normal a la superficie. En unidades SI la presión se mide en newton por metro

cuadrado (N/m2), unidad denominada Pascal (Pa).

En relación con la presión atmosférica, que es una referencia habitual, el N/m2 resulta una unidad demasiado

pequeña, por lo que se suele u tilizar el bar, donde

1 bar = 105 N/m2 = 0,1 MPa = 100 kPa

1 atm = 101 325 N/m2 = 1,01325 bar = 101,325 kPa

3.3.1 Presión en gases



En el caso de un gas, la presión es el resultado de los impactos de las moléculas del gas contra la pared

(Figura 1.4). Como las moléculas se mueven en todas las direcciones, la presión es la misma con

independencia de la orientación de la pared donde se mide: la presión es una magnitud escalar.

Figura 1.4 – La presión de los gases es el resultado de las colisiones de las moléculas con la pared: depende del número de colisiones y de la componente normal de la fuerza de cada colisión, por unidad de superficie. En ausencia de efectos gravitatorios, la presión es la misma en todas las superficies, con independencia de su orientación.

Para gases formados por mezcla de varias sustancias, la presión parcial es la contribución de cada gas a la

presión total de la mezcla. Puede considerarse que la presión parcial de un gas es el resultado de las

colisiones de las moléculas de e se gas contra la pared del recipiente.

3.3.2 Presión en líquidos

En el caso de líquidos , la presión se debe a la fuerza de la gravedad (peso) del líquido: se denomina presión

hidrostática

. Atendiendo a la Figura 1.5, la presión en el punto 2 será la presión atmosférica P0 más la fuerza

ejercida por el peso de la columna de líquido, por unidad de área:

P2 = 0 +

= 0 +

= 0 +

= 0 +

El término ρgL es el valor de la presión hidrostática del líquido



Figura 1.5 -

Manómetro para la medida de presiones. La medida se basa en que los puntos 1 y 2

están a la misma presión: Pgas = P 1 = P 2 = Patm + ρgL.

3.3.3 Presión manométrica o relativa

Conviene distinguir entre presión absoluta y presión m anométrica. En la Figura 1.5 se representa

un manómetro para la medida de presiones. La medida de la presión se basa en la igualdad de

presión para puntos situados a la misma altura (P1 = P2, vasos comunicantes). La presión

manométrica del gas es ρ gL, siendo ρ la densidad del líquido del manómetro, g la aceleración de la

gravedad y L la altura manométrica. L puede ser negativo, luego la presión manométrica puede ser

negativa. La presión absoluta del gas es la manométrica más la atmosférica:

Pman = ρgL ………………………………….. [1.10]

P = P0 + Pman > 0 …………………………[1.11]

Hay medidores de presión cuya medida es la presión manométrica (presión relativa), y otros miden

la presión absoluta

4. TEMPERATURA Y LA LEY CERO

La temperatura es una propiedad esencial en Termodinámica. Su determinación cuantitativa

(medida) se realiza con instrumentos llamados termómetros. La Ley Cero de la Termodinámica

postula que es posible medir la temperatura, es decir, que la temperatura es una propiedad.

4.1 EQUILIBRIO TÉRMICO

La temperatura T es aquella propiedad que determina la capacidad de un sistema para

intercambiar calor. Su unidad es el kelvin (K).



Figura 1.6

–

Equilibrio térmico.

Suponemos dos subsistemas A y B cerrados de paredes adiabáticas, definidos respectivamente

por sus variables de equilibrio x1 A, y1 A, x1 B , y1 B , ambos independientes entre sí. Si se sustituye la

pared adiabática que los separa por otra diatérmica (ver Figura 1.6) se observa experimentalmente

que se rompe el equilibrio existente y cada sistema varía su estado hasta alcanzar estados de un

nuevo equilibrio, que llamaremos deequilibrio térmico

.

Los nuevos valores de las variables de estado que definen dicho equilibrio ya no son, como antes,

independientes, sino que están ligados por una relación

F (x2 A, y2 A, x2 B , y2 B ) = 0 ………………………………… [1.12] llamadaecuación del equilibrio

térmico

.

4.2 LEY CERO

DE LA TERMODINÁMICA

Esta ley es también conocida como la ley del equilibrio térmico y es otro principio importante , esta

se puede enunciar:

“DOS SISTEMAS EN EQUILIBRIO TERMICO CON UN TERCERO LO ESTAN ENTRE SI”

Esta afirmación nos conduce a la variable termodinámica denominada temperatura.

Consideramos ahora tres subsistemas A, B y C, separados dos de ellos, A y B, por una pared

adiabática, y C separado de A y B por paredes diatérmicas. Se observa experimentalmente que si,

en virtud del equilibrio térmico, A-C y B- C están en equilibrio térmico, también lo están A-B, a pesar

de no estar separados por una pared diatérmica, lo cual podría comprobarse permutando el tipo de



pared entre A-B-C (ver Figura 1.7). Esto equivale a decir que la propiedad "equilibrio térmico" es

transitiva, es decir:

Si dos sistemas A y B están en equilibrio térmico cada uno de ellos con

un tercero C los sistemas

A y B están e n equilibrio térmico entre sí.

Esto constituye el llamado Principio Cero de la Termodinámica, por el cual la existencia del

equilibrio térmico entre dos sistemas puede verificarse a través de un sistema intermedio llamado

termómetro, sin necesidad de que los dos sistemas estén necesariamente en contacto a través de

una pared diatérmica.

Figura 1.7

–

Ley Cero de la Termodinámica

4.3 TEMPERATURA EMPÍRICA

Temperatura empírica es aquella propiedad cuyo valor es el mismo para todos los sistema que

están en equilibrio térmico entre sí. La formulación del Principio Cero es (ver Figura 1.7):

F (x A, y A, x C , y C ) = 0 …………………………………… [1.13]

F (x B , y B , x C , y C ) = 0 ………………………………… [1.14]

⇔ F(x A, y A, x B , y B ) = 0 ……………………………. [1.15]

es decir, el equilibrio térmico entre A y B puede establecerse a través del equilibrio térmico con un

sistema intermediario C llamado termómetro .

Despejando de [1.13] y [1.14] tenemos

x C = f A(x A, y A, y C ) = f B (x B , y B , yC) …………………………….. [1.16]



Si, para más simplicidad, tomamos como fija la variable yC del sistema termométrico, quedará

x C = f A(x A, y A ) = f B (x B , y B ) ………………………………………. [1.17]

La existencia de equilibrio térmico entre dos sistemas (A, B) viene medida por una propiedad

común (xC) del sistema termométrico que llamaremos variable termométrica; su valor está

indisolublemente ligado a las propiedades físicas del sistema medidor (variable empírica)

La representación gráfica de [1.17] para cada sistema dará lugar a una familia de curvas no

intersectantes que son los lugares geométricos del sistema para los que el termómetro señala un

mismo valor de la variable termométrica (llamadas iso -termas): Figura 1.8.

Figura 1.8

–

Líneas de temperatura empírica constante (isotermas).

CLASES DE ENERGÍA Y PRIMERA LEY DE TERMODINAMICA

Un sistema físico puede poseer varios tipos de energía.

A.- Energía Cinética que posee un cuerpo en virtud a su movimiento.

En física , la energía cinética de un cuerpo es aquella energía que posee debido a su movimiento.

Se define como el trabajo necesario para acelerar un cuerpo de una masa determinada desde el

reposo hasta la velocidad indicada. Una vez conseguida esta energía durante la aceleración , el

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica



http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa



http://es.wikipedia.org/wiki/Trabajo_%28f%C3%ADsica%29



http://es.wikipedia.org/wiki/Aceleraci%C3%B3n









cuerpo mantiene su energía cinética salvo que cambie su velocidad. Para que el cuerpo regrese a

su estado de reposo se requiere un trabajo negativo de la misma magnitud que su energía cinética.

Suele abreviarse con letra E c o E k (a veces también T o K).

Los carros de una montaña rusa alcanzan su máxima energía cinéticacuando están en el fondo de su trayectoria. Cuando comienzan a

elevarse, la energía cinética comienza a ser convert ida a energía

potencial gravitacional , pero, si se asume una fricción insignificante y

otros factores de retardo, la cantidad total de energía en el sistema sigue

siendo constante.

B.- Energía potencial : energía que posee un cuerpo en virtud de su posición en un campo de

fuerzas.

En un sistema físico , la energía potencial es la energía que mide la capacidad que tiene dicho

sistema para realizar un trabajo en función exclusivamente de su posición o configuración. Puede

pensarse como la energía almacenada en el sistema, o como una medida del trabajo que un

sistema puede entregar. Suele abreviarse con la letra o .

La energía potencial puede presentarse como energía potencial gravitatoria , energía potencial

electrostática , y energía potencial elástica .

Más rigurosamente, la energía potencial es una magnitud escalar asociada a un campo de fuerzas

(o como en elasticidad un campo tensorial de tensiones). C uando la energía potencial está

asociada a un campo de fuerzas, la diferencia entre los valores del campo en dos puntos A y B es

igual al trabajo realizado por la fuerza para cualquier recorrido entre B y A.

ejemplo:

http://es.wikipedia.org/wiki/Monta%C3%B1a_rusa



http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_potencial



http://es.wikipedia.org/wiki/Gravedad


http://es.wikipedia.org/wiki/Fricci%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_f%C3%ADsico






http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_potencial_gravitatoria



http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_potencial_electrost%C3%A1tica




http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_potencial_el%C3%A1stica



http://es.wikipedia.org/wiki/Magnitud_escalar



http://es.wikipedia.org/wiki/Campo_de_fuerzas_%28f%C3%ADsica%29



http://es.wikipedia.org/wiki/Campo_tensorial



















Los carros de una montaña rusa alcanzan su máximaenergía

potencial gravitacional en la parte más alta del recorrido. Al

descen der, ésta es convertida en energía cinética , la que llega a ser

máxima en el fondo de la trayectoria (y la energía potencial mínima).

Luego, al volver a elevarse debido a la inercia del movimiento, el

traspaso de energías se invierte. Si se asume una fricción

insignificante, la energía total del sistema permanece constante.

C.- Energía termica

La energía térmica o calorífica es la parte de energía interna de un sistema termodinámico en

equilibrio que es proporcional a su temperatura absoluta y se incrementa o disminuye por

transferencia de energía , generalmente en forma de calor o trabajo , en procesos termodinámicos .

A nivel microscópico y en el marco de la Teoría cinética , es el total de la energía cinética media

presente como el resultado de los movimientos aleatorios de átomos y moléculas o agitación

té rmica , que desaparecen en el cero absoluto .

D.- ENERGÍA QUÍMICA

La Energía química es la que se produce en las reacciones q uímicas. Una pila o una batería

poseen este tipo de energía. Ej.: La que posee el carbón y que se manifiesta al quemarlo

E.- ENERGÍA ELECTRICA

Se denomina energía eléctrica a la forma de energía que resulta de la existencia de una diferencia

de potencial entre dos puntos, lo que permite establecer una corriente eléctrica entre ambos

cuando se los pone en contacto por medio de un conductor eléctrico. La energía eléctrica puede





http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica



http://es.wikipedia.org/wiki/Inercia




http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_interna


http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_termodin%C3%A1mico


http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_termodin%C3%A1mico


http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura_absoluta





http://es.wikipedia.org/wiki/Calor



http://es.wikipedia.org/wiki/Trabajo_mec%C3%A1nico



http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_termodin%C3%A1mico



http://es.wikipedia.org/wiki/Nivel_microsc%C3%B3pico



http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_cin%C3%A9tica






http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomos


http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culas


http://es.wikipedia.org/wiki/Agitaci%C3%B3n_t%C3%A9rmica




http://es.wikipedia.org/wiki/Cero_absoluto



http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_%28f%C3%ADsica%29



http://es.wikipedia.org/wiki/Diferencia_de_potencial




http://es.wikipedia.org/wiki/Corriente_el%C3%A9ctrica






























transformarse en muchas otras formas de energía, tales como la energía luminosa o luz , la energía

mecánica y la energía térmica .

F.- ENE RGÍA MECÁNICA

La energía mecánica es la energía que se debe a la posición y al movimiento de un cuerpo, por lo

tanto, es la suma de las energías potencial y cinética de un sistema mecánico. Expresa la

capacidad que poseen los cuerpos con masa de efectuar un trabajo .

G.- UN GENERADOR “PRODUCE ENERGÍA ELÉCTRICA”

H.- UN MOTOR “PRODUCE ENERGÍA MECÁNICA”

Por lo que vemos existen diferentes formas de energía; de ahí nace la TERMODINÁMICA, cuyo

propósito es investigar de forma lógica las relaciones entre las diferentes clases de energía y sus

transformaciones diversas. Las leyes de la termodinámica rigen la transformación de un tipo de

energí a en otro.

En los dos últimos ejemplos, se usa la palabra “produce” energía, la energía eléctrica producida

no proviene de la nada; fue necesario alguna fuente y un dispositivo mecánico para hacer que

aparezca energía eléctrica; la cantidad de energía eléctrica PRODUCIDA por el generador más

las pérdidas por fricción igualan exactamente la cantidad de energía mecánica PERDIDA por la

turbina.

La primera ley de termodinámica es el enunciado más general de esta ley de conservación de la

energía, no se conoce ninguna excepción a esta ley. La ley de conservación de la energía es una

generalización de la experiencia y no es posible obtenerla a partir de otros principios.

La primeras ley de termodinámica no presenta restricción alguna a la conversión de la energía de

una en otra forma; solo exige que la cantidad total de energía sea la misma antes y después de la

conversión.

Siempre es posible convertir cualquier clase de energía en una cantidad igual a la energía

térmica:

por ejemplo:

http://es.wikipedia.org/wiki/Luz



http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_mec%C3%A1nica




http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_t%C3%A9rmica









http://es.wikipedia.org/wiki/Masa
















La salida de un generador puede conectarse a un calentador sumergido en un recipiente con agua.

La energía térmica del agua y del calentador siempre se aumenta exactamente en la cantidad de

energía eléctrica suministrada.

DEFINICIONES Y POSTULADOS DE LA PRIMERA LEY DE TER MODINÁMICA:

El primer principio de termodinámica es el enunciado cuantitativo del principio de conservación de

la energía:

El primer principio de termodinámica se conoce por las definiciones sencillas siguientes:

1.- La energía no se crea ni se destruye s olo se transforma.

2.- La energías se convierten de una forma en otra en cantidades equivalentes.

3.- Para hacer un trabajo debe gastarse una cantidad equivalente de otra energía.

4.- Un aumento en el contenido de energía en un sistema requiere una correspondiente

disminución del contenido de energía de algún otro sistema.

Los postulados termodinámicos del primer principio son:

1.- “Las propiedades de un sistema en equilibrio termodinámico depende solamente de su estado

actual y no de los antecedente s del sistema”

2.- El contenido de energía es una función puntual del estado del sistema.

3.- La energía resultante de pasar un sistema de un estado a otro depende únicamente de las

condiciones iniciales y finales, y es independiente del camino seguido.

4.- En cualquier ciclo de cambios por el cual el sistema es restaurado a su estado inicial, la suma

algebraica de los intercambios de energía con los sistemas limitantes es cero.

ENERGÍA INTERNA

La energía interna de un sistema es difícil de medir puesto q ue esta depende de los movimientos

moleculares, atómicos y electrónicos, sin embargo un cambio de este tipo puede ser medida

fácilmente por medios fisicoquímicos.

Un cambio de energía interna puede designarse como ΔE ó ΔU

ahora si aplicamos el segundo postulado podemos afirmar que :

ΔE = E 2 – E 1 ……………………………………………………………………………. (1)



Es decir que como cada estado termodinámico tiene su propia energía, la variación de esta se

expresa en la ecuación (1)

Ahora como la energía no se crea ni se destruye solo se transforma, se deduce que la energía de

un estado final debe ser igual a la energía del estado inicial más la energía absorbida en forma de

calor y más la energía absorbida en forma de trabajo recibido o realizado por el sistem a :

E2 = E1 +(q +w)

Donde E2 = energía del estado 2 y E1 = Energía del estado 1, q = calor, y w = trabajo

E2 – E1 = q + w de lo que deducimos :

ΔE = q +_W Expresión matemática del primer principio de la termodinámica.

Donde q = calor cedido ó ganado por el sistema.

w = Trabajo ganado por el sistema ó hecho por el sistema.

NOTA IMPORTANTE: En esta ecuación se utiliza el signo + cuando el sistema gana trabajo o

mejor dicho se realiza trabajo sobre el sistema y el signo - cuando el sistema realiza trabajo

sobre otro sistema o mejor dicho pierde trabajo.

TERMOQUÍMICA

1.- La termoquímica consiste en la aplicación del primer principio de la termodinámica al estudio de

las reacciones químicas.

2.- La termoquímica trata de los cambios térmicos que acompañan a una reacción química y

cambios físicos conexos a estas:

3.- Importancia:

La termoquímica es de verdadera importancia por:

A.- Que nos brinda información de los efectos térmicos sobre una reacción química a diferentes

temperaturas, presiones y concentraciones de las especies químicas que intervienen en las

mismas.

B.- Nos brinda información para poder predecir cuándo una reacción química alcanza el equilibrio

y el grado de complementación.



ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

Es la representación cabal de una reacción química, la cual además de brindar información de

reactantes y productos sus cantidades y coeficientes, también brinda información acerca del

estado de agregación, la temperatura y presión en los qu e se encuentran tanto reactantes como

productos, así como también los cambios térmicos que implica dicha reacción.

Ejemplo:

CO2 (g, 25°C, 1 Atmf.) C (g,25°C,1Atmf.) + O2(g,25°C,1Atmf) ΔH = +94Kcal.

PCl3 (g, 25°C, 1Atmf) + Cl2(g,25°C,1 Atmf .) PCl5 (g,25°C,1Atmf) ΔH = - 32.81 Kcal.

Se observa que la ecuación especifica:

1.- El estado de agregación del CO2 y del PCl3 como gas : g

2.- Temperatura del CO2 y del PCl3 = 25°C.

3.- Presión a la cual está sometida = 1 Atmf. Además informa las entalpías de descomposición del CO2 como + 94 Kcal.

Como se ve esto nos indica un cambio térmico o de energía calorífica que para esta caso es

positivo, esto nos indica que se aumenta o adiciona energía calorífica al sistema para que la

reacción pueda ocurrir denominándose a ésta una reacción endotérmica.

Esa misma ecuación se puede expresar:

C (g,25°C,1 Atmf.) + O2 (g, 25°C,1 Atmf .) CO2( g,25°C,1Atmf.) ΔH 298 = - 94 Kcal.ó -395.5 KJ.

El subíndice 298 de ΔH indica la t° absoluta en °K de todas las sustancias iniciales y finales o sea

que se trata de un proceso isotérmico

Otras veces el ΔH se le añade un símbolo de grado “°” en su parte derecha superior es decir ΔH°para indicar que durante el proceso la presi ón es cons tante 1Atmf.

Existen otras ecc. termoquímicas, como por ejemplo:

H2O(l) H2O(g,1 Atmf.) ΔH 373 = 9700 Cal.

Se trata de una vaporización de agua y que muestra además un valor positivo para el incremento

de la entalpía, esto nos demuestras que el sistema necesita energía para que suceda el cambio y

por lo tanto es una reacción Endotérmica.

También puede expresarse la energía involucrada en la ECC. Como energía interna E:

H2O (l) = H2O (g, 1 Atmf.) ΔE 373 = 8970 Cal.



LEYES DE LA TERMOQUIMICA

LEY DE LAVOISIER

Lavoisier estableció que la cantidad de calor que se requiere para descomponer un compuesto en

sus elementos es igual a la que se liberó en la formación del mismo: Ejemplo:

C (g,25°C,1Atmf.) + O2 (g ,25°C,1Atmf) CO2(g,25°C,1Atmf.) ΔH298 = - 94.05 Kcal ó 395.5 Kj

é ste ser á el calor de formación del CO2.

Para la reacción de descomposición será:

CO2 (g,25°C,1Atmf.) C (g, 25°C,1 Atmf.) + O2 (g ,25°C,1Atmf) ΔH298 = + 94.05 Kcal ó +395.5

Kj.

Como conclusión:

El calor de descomposición de un compuesto químico es numéricamente igual al calor deformación pero con signo cambiado.

LEY DE HESS

Esta ley establece que:

La cantidad de calor resultante en una reacción química, es siempre la misma ya sea que esta se

efectúe en una o varias etapas.

Ejemplo:

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ΔH = - 411,15 Kj. / mol.

Na(s) +HCl(g) = NaCl(s)+1/2 H2(g)

½ H2 + ½ Cl2 = HCl(g) ΔH = -92.31Kj/mol ΔH = -318.84 KJ/ mol.

ΔH directo = -411.15 KJ/ mol

ΔH Indirecto = (- 92.31 KJ/mol) + ( - 318.84 kJ/mol) = -411.15 KJ/ mol.



Esto es una demostración elegante de la ley de Hess cuando aplicó la primera ley de la

termodinámica cuando uno de sus postulados dice:

Que el calor o energía calorífica de un sistema es dependiente del estado inicial y final y no de los

estados intermedios por los que haya pasado.

Ejercicios propuestos:

Ej N° 1 .- Hallar la entalpía de formación del H2SO4conociendo las siguientes ecuaciones

termoquímicas:

a.- S(s) + O2(g) = SO2(g) ΔH = -70.94 Kcal.

b.- SO2(g) + ½ O2(g) = SO3(g) ΔH = -23.49 Kcal-

c.- SO3(g) + H2O(l) = H2SO4(l) ΔH = -31.14 Kcal.

d.- H2(g) + ½ O2(g) = H2O ΔH = -68.82 Kcal.

Ej N°2.- Hallar la entalpía de formación del monóxido de carbono CO a 25°C conociendo las

siguientes reacciones:

1.- C(s) + O(g) = CO2(g) ΔH = -94.05 Kcal.

2.- CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g) ΔH = -67.63 Kcal.

Ej N°3.- Calcule la entalpía de formación del PCl5(s) basándose en las siguientes entalpías de

reacción.

a.- 2P(s) + 3Cl2(g) = 2PCl3(l) ΔH = -151.80 Kcal.

b.- PCl3 (l) + Cl2(g) = PCl5(s) ΔH = -32.81 Kcal.

Ej.N°4.- Conociendo las siguientes reacciones qu ímicas a 25°C calcular la entalpía de formación

del diborano B2H6:

1.- B2H6(g) + 3O2(g) = B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -464 Kcal.

2.- 2B(s) + 1/2O2(g) = B2O3(s) ΔH = -566 Kcal.

3.- H2(g) +1/2O2(g) = H2O(g) ΔH = -57.8 Kcal.

APLICACIONES DE LAS RELACIONES TERMODIN AMICAS A LAS REACCIONES QUÍMICAS.

ΔE= Q+W Expresión matemática de 1er principio de la termodinámica. esta ecuación puedeaplicarse a dos procesos químicos en especial:

PRIMERO : PROCESO A VOLUMEN CONSTANTE (ISOCORO):

ΔE = qv + 0 si yo tengo un pistón móvil, pero si este no se mueve quiere decir que éste no se

mueve o sea V = k; w = f x d …………… pero d = 0

entonces W = 0 por lo tanto:



ΔE = qv + 0 y ΔE = qv.

SEGUNDO PROCESO A PRESION CONSTANTE:

ΔE = ΔH = qp.

Se debe recordar que E y H , es decir E = energía interna H = entalpía son funciones puntuales de

estado, es decir propiedades de un sistema en estado especificado.

Los cambios en estas variables dependen solamente del estado final e inicial sin tener en cuenta el

mecanismo de cambio es decir el tiempo del proceso. Entonces:

ΔE = E 2 – E 1

Δ H = H 2 – H 1

Así en una reacción química tendremos lo siguiente:

ΔE reacción = E productos – E reactantes

ΔH reacción = H productos – H reactantes

Ahora si el calor es absorbido por la reacci ón y los productos tienen más energía que los

reactantes :

ΔE será positivo en el proceso a volumen constante y

ΔH será positivo en el proceso a volumen constante

ECUACIONES DE CAPACIDAD CALORÍFICA

Capacidad calorífica de un sistema: se denomina capacidad calorífica de un sistema a la cantidad

de calor requerida para elevar un grado de temperatura al sistema.

Capacidad calorífica Molar : Cantidad de calor requerida para elevar un grado de temperat ura un

mol de sustancia.

Calor Específico: Cantidad de calor requerido para elevar un grado de temperatura un gramo de

sustancia.

Cuando se trata de gases usaremos las capacidades caloríficas molares de dos tipos:

Capacidad Calorífica a volumen constante.- Cuando el volumen permanece constantemientras se eleva la temperatura, lo que da origen a un aumento de presión del gas. El

calentamiento se realiza en recipiente cerrado.

Capacidad Calorífica a presión constan te.- Cuando la presión se mantiene constante

mientras se eleva la temperatura, lo que origina que aumente el volumen del gas . “El

calentamiento se realiza en recipiente abierto.

De todo esto podemos designar:

Gas a v= K



Cv = Capacidad Calorífica Molar a volumen K.

Cp = Ca pacidad Calorífica Molar a presión K .

Cv = Calor específico a V = K

Cp = Calor específico a P = K

Ahora podemos formular : para los gases idealesCv = dE/dT …………………………… (1)

Cp = dH / dT …………………………. (2)

Ahora para un calentamiento a presión constante, desde T1 = t° inicial y T2 = t° final de la

ecuación 2 tenemos: ΔH = qp ( calor a presi ón constante) = Cp dT

ΔH = ∫ t2 t1 Cp dT

Ejercicio de aplicación

Calcular el calor requerido para calentar 320 g de gas oxígeno de 27 a 227°C a la presión

constante de 1 Atmf.; si la ecuación de su capacidad calorífica es Cp = 6.5 + 0.001T cal/ mol°Kpara la variación de la capacidad calorífica con la T°.

SOLUCION:

1.- DATOS: m = 320 G. T1 = 300°k , T2 = 500°k

Si escribimos la ecuación termoquímica tendremos:

10 O2(g,300°K, 1 Atmf.) = 10 O2(g,500°K, 1 Atmf.) por lo tanto la ecuación de

Cp será: Cp = 10(6.5 + 0.001T) cal/ mol °K, ahora si aplicamos la ecuación 2 tendremos:

ΔH = qp = ∫ Cp dT = ∫ t2 t1 = ∫ 500 300 10(6.5 + 0.001)dT

∫ 500° 300° (65 + 0.01T) = ∫ 500° 300° 65dT + 0.01 ∫ 500° 300° TdT

ΔH = qp = 65(500-300) + 0.01(T 2 /2) 500° 300° = ( 32500 – 19500)+( 0.01(500 2 – 300 2 )

ΔH = qp = 138 000 cal.

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