Conceptos básico de termodinámica

1. Principios de Termodinámica
Alumno: Muñoz Herrera David Profesor: Felipe Orta Martínez
17 de Septiembre del 2014

2.  Es el estudio científico de la conversión del calor y otras formas de energía
 En la termodinámica se estudian los cambios en el estado de un sistema, que
se define por valores de todas las propiedades macroscópicas importantes,
por ejemplo, composición, energía, temperatura, presión y volumen.
 Se dice que la energía, la presión, el volumen y la temperatura son funciones
de estado, es decir, propiedades determinadas por el estado del sistema, sin
importar como se haya alcanzado esa condición.

4.  Es una parte del espacio del universo o espacio delimitado por ciertas paredes, reales
o imaginarias. Según el tipo de límite (pared), los sistemas se clasifican en:
 Sistemas cerrados. Son los que intercambian energía, pero no materia, con el
exterior. Aunque no excluyen la posibilidad de una transformación de materia dentro del
sistema por una reacción química.
 Sistemas abiertos. Éstos intercambian materia y energía con el medio exterior. Se
incluyen sistemas cuyas paredes son semipermeables, selectivas, es decir permiten el
paso de algunas sustancias pero no de todas.
 Sistemas adiabáticos. No hay intercambio de calor con el exterior.

5.  Sistemas de paredes fijas. No hay variación de volumen del sistema, y éste
no realiza trabajo contra el exterior, o viceversa, por cambio de volumen.
 Sistemas aislados. Son los que no intercambian ni materia ni energía con el
medio exterior y, en consecuencia no tienen ninguna función con él.
 Sistema homogéneo. Es aquel en el que cada una de sus propiedades tiene
un mismo valor en todas las partes del mismo o varía en forma continua de
una parte a otra.
 Sistema heterogéneo. Es el que consta de varias partes macroscópicas
separadas unas de otras por superficies de división simples.
 Sistema isotrópico. Es aquel cuyas propiedades físicas son idénticas en
todas las direcciones.
 Sistema anisotrópico. Es aquel cuyas propiedades físicas cambian en
función de la dirección.

6. Propiedades intensivas
 El valor medido por estas propiedades no depende de la cantidad de
materia considerada. Algunos ejemplos son: la densidad, la
temperatura. Además de que no son aditivas.
Propiedades extensivas
 El valor medido depende de la cantidad de materia que se considere.
Los valores de este tipo de propiedades sí pueden sumarse. Algunos
ejemplos son: la longitud, la masa y el volumen.

8. Peso y masa
 La masa es una medición de la cantidad de materia de un objeto, el peso, es
la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. La masa es constante y no
depende de la ubicación, en tanto que el peso sí. La unidad básica del SI es
el kilogramo (kg), el kg se define en función de un objeto en particular.
Volumen
 Es el espacio que ocupa un cuerpo. Se mide por una unidad derivada del SI,
el metro cúbico (m3). Pero la unidad de volumen más usada es el litro (L), el
cual es el volumen que ocupa un decímetro cúbico, 1000 mL o 1 000 cm3.

9.  Temperatura
 Expresa el nivel de agitación que poseen los átomos de un cuerpo. De manera
coloquial relacionamos la temperatura con la sensación subjetiva del "calor". La
temperatura entonces está relacionada con la energía interna) de un cuerpo; o sea a
mayor temperatura mayor será la energía interna.
 Energía interna
 En un sistema, tiene dos componentes: La energía cinética que consiste en los
diversos tipos de movimiento molecular y en el movimiento de los electrones dentro de
las moléculas. La energía potencial está determinada por las fuerzas de atracción entre
los electrones y los núcleos, por las fuerzas de repulsión que existen entre los
electrones y entre los núcleos de las moléculas individuales, así como por la
interacción entre las moléculas.

10.  Entalpia
 Función de estado, que se define como la suma de la energía interna de un
sistema termodinámico y el producto de su volumen por su presión.
H=E + PV
 Su variación expresa una medida de la cantidad de energía que un sistema
puede intercambiar con su entorno. La variación permite expresar la cantidad
de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (presión
constante) en un sistema termodinámico, transformación en el curso de la cual
se puede recibir o aportar energía. En este sentido la entalpía es
numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al
sistema en cuestión.

11.  Entropía
 Representa a la fracción de energía en un sistema que no está disponible para
poder realizar o llevar a cabo un trabajo específico. También se define como
una medida del orden o restricciones para llevar a cabo un trabajo. La entropía
nunca puede decrecer, y en el caso de que haya alcanzado la máxima
entropía, el sistema no podrá experimentar cambios, de esta manera habría
alcanzado su máximo equilibrio.
 La entropía no es un valor absoluto. Se mide calculando la diferencia de la
entropía inicial de un sistema (Si) y la entropía final (Sf). Por lo tanto la
entropía de un sistema sólo se puede calcula si este último ha sufrido
variaciones en las condiciones normales del sistema. La entropía posee el
símbolo S.

12.  Energía libre de Gibbs
 Para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en
consideración la variación de la entalpía y de la entropía. La entalpía nos dice
que un proceso tiende a la espontaneidad, mientras que la entropía manifiesta
lo contrario.
 La energía libre de Gibbs es: la energía liberada por un sistema para realizar
trabajo útil a presión constante. Ésta se representa con el símbolo G y
considera ambos cambios de tal forma que:
∆G = ∆H – T∆S
 La variación de la energía libre ∆G, es una función de estado y tiene unidades
de energía.

13.  Si en una reacción química se libera trabajo ∆G es negativo y por lo
tanto será una reacción espontánea, Las reacciones endotérmicas
ocurren solamente si T ∆ S es grande. La temperatura tiene que ser
alta o tiene que haber aumento grande en la entropía para que
predomine este término y sea el que determine el valor del ∆G.
Si:
∆G < 0 La reacción es espontánea en el sentido establecido.
∆G > 0 La reacción no es espontánea en el sentido establecido.
∆G = 0 El sistema está en equilibrio. Se considera para los elementos en
su forma más estable en condiciones estándares.

14. ∆G0
reacción = ∑n ∆G0
productos – ∑n ∆G0
reactivos
Calcular la variación de la energía libre a 25 0C y 1 atmósfera de presión para la
siguiente reacción y establecer si es o no espontánea.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
∆G0 = -32.89 kJ/mol + ∆G0 = 0 ∆G0 = -394.4 kJ/mol + ∆G0 = -237.2 kJ/mol
∆G0
reacción = ∑n ∆G0
productos – ∑n ∆G0
reactivos
∆G0
reacción = -868.8 kJ – (-32.89 kJ)
∆G0
reacción = -835.91 kJ
∆G0
reacción < 0 Reacción espontánea

15.  González,J. Meza, MS (2007). Fisicoquímica para ciencias de la salud. Editorial
Mc Graw Hill. 1ra Edición. México, DF.
 Chang, R (2007) Química. Editorial Mc Graw Hill. 9na Edición. México, DF.