TERMODINAMICA 1 FM

TERMODINÁMICA

Algunas definiciones:

La termodinámica estudia la energía y sus transformaciones.
Energía: capacidad para realizar trabajo.
Energía radiante

sistema

Energía térmica

Formas
de
energía

abierto
cerrado
aislado

Energía química
Energía potencial

proceso

Energía cinética
Unidades y factores de conversión de energía
1J=

107

erg = 0,24 cal =

9,9x10-3

l.atm

iisotérmico
té iisobárico
isocórico
adiabático

U(P,V,T,m)
Estas variables se relacionan a través de una ecuación de estado.

R = 8,31J/(K.mol) = 8,31x107 erg /(K.mol) =
= 2 cal /(K.mol) = 0,082 l.atm /(K.mol)

Sistema + Entorno = Universo
Entorno
Materia

Sistema
abierto

Sistema

Sistema
cerrado

Sistema
aislado

Calor y temperatura:
Equilibrio

Fronteras

reversible

isotérmico
isobárico
isocórico
adiabáticoproceso
irreversible

Calor: energía transferida debida únicamente a diferencias
de temperatura
Temperatura: magnitud que refleja el nivel térmico de un
cuerpo (su capacidad para ceder energía calórica) e indica el
sentido en el que fluye el calor

U(P,V,T,m)
Estas variables se relacionan a través de una ecuación de estado.

1

PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINÁMICA

PRIMER PRINCIPIO DE LATERMODINÁMICA

Los objetos en contacto intercambiarán calor hasta
alcanzar el equilibrio térmico (igual temperatura).

La energía puede convertirse de una forma en otra, pero
no puede crearse ni destruirse. La energía total del
universo permanece constante.
A
P

II
I

ΔUI=UB-UA
ΔUII=UA-UB

ΔUI= ΔUII

B
V

Energía interna (U)

Estado 2
Energía interna: Suma de todas las Ec y Ep de las
partículas del sistema.Etapa 1

Etapa 2

Energía cinética: es la energía asociada al
movimiento de las partículas del sistema, a mayor
velocidad > Ec.

Estado 1
total

E (energía interna): todas las energías distintas de las de
posición en el espacio.

Las transformaciones
de energía se
producen a través de

Energía potencial: es la debida a fuerzas de
interacción (atracción y repulsión) entre partículas, a
menor distancia> |Ep| de interacción.

Entorno

realización de trabajo
intercambio de calor

ΔU = q + w
Sistema
Entorno

2

Existen condiciones en las cuales el calor y el trabajo tienen
valores definidos

2- si el proceso se realiza a presión constante:
δqP = dU + Pext dV

dU = δq + δw

Pext = Pgas = P

qP = ΔU + P ΔV = (U2-U1) + (PV2-PV1)

δq = dU - δw = dU + Pext dV

qP = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
Entalpía: H= U + PV

1- si el proceso se realiza a volumen constante:
La entalpía es una función de estado
δqv = dU

qP = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
H2

qP = ΔH

H1
ΔH = ΔU + PΔV

Si el proceso es isobárico, P=cte

PROCESOS REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

Trabajo de expansión

Proceso reversible: se realiza de manera infinitamente lenta.
El sistema se encuentra siempre en equilibrio con sus
inmediaciones. Losprocesos directo e inverso siguen el
mismo camino.

δw = -Pext.dV

Proceso reversible:

Proceso irreversible:
Psist=P
Pext±dP
dP

Tsist=T
Text±dT
dT

2

w rev ≅ − ∫ Pint dV

wirrev = Pext.ΔV

1

Gas ideal
Proceso irreversible: se realiza a una velocidad finita.
No puede invertirse.

Energía interna
ΔU = 0

expansión/compresión isotérmica

Entalpía
expansión/compresión isotérmica

ΔH = 0

gas idealCalor específico: Cantidad de calor necesaria para elevar en
1º C la temperatura de 1g de sustancia. 

C = m . c 
Temperatura

CAPACIDAD CALORÍFICA

Calor

Temperatura

Calor
Antes
Después

Las unidades de capacidad
calorífica son J/K o cal/K

V2
V1

Las unidades de calor específico son J/(g.K)

q = -w

Cantidad de calor necesaria para elevar
la temperatura de un
sistema en un grado.

w rev = −nRTln

gas ideal

A volumen constante:

⎛ ∂U ⎞
CV = ⎜
⎟
⎝ ∂T ⎠ V
C V ( gas ideal ) =

C=

δq
dT
A presión constante:

∂H
C P = ⎛⎜ ⎞⎟
⎝ ∂T ⎠P

dU
dT

C P(gas ideal ) =

dH
dT

3

CALORIMETRÍA
9 a presión constante:

Termómetro
Termómetro

q P = ∫ C P.dT = C P (T2 − T1 ) = C P.ΔT

Contactos

2

δqP = CP.dT

1

ΔH = qP = CP. ΔT = m.cP.ΔT

Ecuación de la
calorimetría

Agitador

O2

Vaso de telgopor...