UCV TERMODINAMICA

Primera Ley de la Termodinámica
La primera ley es la conservación de la energía aplicado a un sistema de
muchísimas partículas. A cada estado del sistema le corresponde una energía
interna U. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna
cambia en
ΔU = UB - UA

No es posible conocer la energía de un sistema,
sólo conocemos su cambio en un proceso

Definición matemática de laprimera ley de la
termodinámica. La variación en la energía interna de un
sistema es igual a la diferencia entre el calor tomado por
el sistema y el trabajo realizado sobre el sistema.
W<0

W>0

ΔU = Q + W

SISTEMA
Q>0

Q<0

ΔU = Q + W

U ≡ f (T,P,V)

ΔU = función de estado extensiva
Q y W no son funciones de estado. Ya que conociendo los estados
inicial y final no se puede conocer Q o W

TantoQ como W dependen del camino seguido para ir del estado 1
al estado 2
Ejemplo:
Si tomamos 1 mol de H2O a 25 ºC y 1 atm, y elevamos la temperatura hasta
30 ºC, siendo la presión final 1 atm. ¿Cuánto vale Q?
No se puede calcular Q, ya que el proceso no está especificado.
Se podría aumentar la T, Q = mCpΔT = 18g x 1cal/(g ºC) x 5ºC = 90 cal
Pero ¿cómo se eleva la temperatura?

Calor y el trabajo se“distinguen” por su efecto sobre las
moléculas del entorno

Q

W

• Ambas son formas de variar la energía del sistema
• El calor es energía “desordenada” y el trabajo energía “ordenada”
• NO son funciones de estado

W<0

W>0

ΔU= Q + W








SISTEMA
Q>0

Q<0

Proceso cíclico
ΔU = 0
W=Q
Proceso no es cíclico
ΔU ≠ 0
Proceso a volumen constante
ΔU = Q
Proceso aislado
ΔU = W
Si el sistemarealiza trabajo
U disminuye
Si se realiza trabajo sobre el sistema
U aumenta.
Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico
con un foco a temperatura superior,
U aumenta
 Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con
un foco a una temperatura inferior,
U disminuye.

• En un sistema adiabático, la energía interna sólo puede
cambiar por transferencia de trabajo con elentorno.
ΔU = Q + W
•En un sistema diatérmico, la energía interna puede cambiar
por transferencia de calor y trabajo con el entorno.
ΔU = Q + W

Transformaciones
La energía interna U del sistema depende únicamente del estado del
sistema, en un gas ideal depende solamente de su temperatura.
Mientras que la transferencia de calor o el trabajo mecánico dependen
del tipo de transformación o camino seguidopara ir del estado inicial
al final.

Proceso Isócorico
- No hay variación de volumen del gas
- W=0
- Q=ncV(TB-TA)
- Donde cV es el calor específico a volumen
constante

- ΔU = Q + W = Q - PΔV

Proceso Isóbarico

- No hay variación en la presión del gas
- W=p(vB-vA)
- Q=ncP(TB-TA)
- Donde cP es el calor específico a
presión constante

-ΔU = Q + W = Q - PΔV

Proceso Isotérmico
p

- No hayvariación en la temperatura del gas
- ΔU = ΔQ - ΔW
- Si ΔU = 0 (proceso isotérmico)
Entonces 0 = ΔQ - ΔW
Por lo tanto, ΔQ = ΔW
V

Para un gas ideal, la energía interna es independiente del
volumen, sólo depende de la temperatura.
En consecuencia para cualquier proceso isotermo en un gas ideal
U=0

Procesos Específicos y la Primera Ley

Consecuencia de
la 1ra Ley

Proceso

Definición

Adiabático

Q=0

U=W

Isocórico

W=0

U =Q

U =0

Q=W

Cíclico

En un proceso se hacen 200 J de trabajo sobre un sistema durante el cuál se
extraen 70 cal de calor. Calcule (a) W, (b) Q y (c) U con sus signos.
Respuesta:
(a) W es el trabajo hecho por el sistema. Es el negativo del trabajo que se hace
sobre el sistema. Así que W = - 200J.
(b) Q es el calor que entra al sistema.
Así que Q = - 70 cal = - 70 * 4.19 J =- 293.3J

(c)

U = Q + W = -293.3 + 200 = -293.3 + 200 = - 93.3J

ENTALPÍA (H)
La entalpía es el calor absorbido o liberado en un proceso a
presión constante
• Función de estado H ≡ f (T,P,V,U)
H ≡ U + PV

• Propiedad extensiva
• Unidades de energía (J)
• H ≡ H [J/mol]
n

PROCESO A PRESIÓN CONSTANTE

ΔU = Q + W
V
= Q − ∫ V Pext dV
= QP - P ∫ dV
= QP – P (V2-V1)
1

ΔU=U2-U1

2

A presión...