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Termodinámica
En la primera mitad de la Serie 3 vamos a estudiar y definir algunos conceptos
relacionados con los procesos termodinámicos. Muchos de ellos ya han sido
introducidos en series anteriores.
La termodinámica estudia la energía de los compuestos y el calor y trabajo
intercambiado en distintos procesos a través de variables macroscópicas
fácilmente medibles: presión, temperatura, volumen.
Una finalidad es encontrar una ecuación de estado que permita obtener una
relación entre las variables que describen a mi sistema. Ejemplo, GI: PV=nRT
La termodinámica estadística permite establecer conexiones entre las magnitudes
medibles de las partículas (microscópicas), con las variables macroscópicas de la
termodinámica clásica.

Termodinámica
Hablamos de calor..
De trabajo..

Termodinámica
Y la temperatura?

Magnitudes intensivas y extensivas
• Intensivas: su valor no depende del tamaño del sistema.
• Extensivas: su valor escala con el tamaño del sistema analizado.
Presión P
Temperatura T
Densidad δ
Volumen V
Energía E
Moles x
Atm
K
g/L
L
kJ
mol
L/mol
kJ/mol
:p

Sistema y entorno
Antes de seguir, conviene definir qué es un sistema y qué tipos de
sistema hay.
AISLADO: el sistema no intercambia ni materia ni energía con el medio.
CERRADO: el sistema no intercambia materia, pero si puede
intercambiar energía con el medio.
ABIERTO: el sistema puede intercambiar tanto materia como energía
con el medio.

Equilibrio
• Térmico: cuando el sistema se encuentra a la misma temperatura que
el ambiente. ¿Cómo lo logra?
• Mecánico: cuando el sistema se encuentra a la misma presión que el
ambiente. ¿Cómo lo logra?
• Químico: cuando las concentraciones/presiones alcanzan las del
equilibrio. ¿Cómo lo logra?

Primer principio de la Termodinámica
Algo así como que la energía no se crea ni se destruye, se transforma.
𝑈 = 𝑞 + 𝑤
Energía
interna
Calor Trabajo
𝑊 = −𝐹𝑒𝑥𝑡∆𝑋
𝑊𝑣𝑜𝑙 = −𝑃𝑒𝑥𝑡𝑆∆𝑋 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
𝐹𝑒𝑥𝑡 = 𝑃𝑒𝑥𝑡𝑆
𝑊𝑣𝑜𝑙 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
S

∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
Energía
interna
Calor Trabajo
“Convención egoísta”
Si el sistema ejerce trabajo (W) sobre el medio, el signo es negativo. Por el
contrario, si el sistema recibe trabajo el signo será positivo.
Si el sistema transfiere calor (Q) hacia el medio, el signo es negativo. Por el
contrario, si el sistema absorbe calor el signo será positivo.

∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
Energía
interna
Calor Trabajo
Es el promedio de las energía de las partículas.
Energía cinética y potencial !!

∆𝑈 = ∆𝐸𝑐 + ∆𝐸𝑝
∆𝑈 = ∆𝐸𝑐
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇
¿Y si tengo un gas ideal?
Capacidad calorífica: cuánto aumenta la energía de un mol de sustancia cuando aumento en un grado su
temperatura en un proceso a volumen constante

(la rial shit)
𝑑𝑈 =
𝜕𝑈
𝜕𝑇 𝑉,𝑛
𝑑𝑇 +
𝜕𝑈
𝜕𝑉 𝑇,𝑛
𝑑𝑉 +
𝜕𝑈
𝜕𝑛 𝑉,𝑇
𝑑𝑛
Asociados a
cambios de
temperatura
Asociados a
interacciones
Asociados a
cambios de
composición
𝜕𝑈
𝜕𝑇 𝑉,𝑛
= 𝐶𝑣
𝑑𝑈 =
𝜕𝑈
𝜕𝑇 𝑉,𝑛
𝑑𝑇 = 𝑛𝐶𝑣𝑑𝑇
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇
Para gases ideales

Juntemos lo que sabemos.
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 = 𝑄 + 𝑊 = 𝑄 −𝑃𝑒𝑥𝑡 ∆𝑉

∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 = 𝑄 −𝑃𝑒𝑥𝑡 ∆𝑉
¿Y si tengo un proceso que ocurre a volumen constante?
∆𝑉 = 0
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 ≡ 𝑄𝑣 Procesos isocóricos

¿Y si tengo un proceso que ocurre a temperatura constante?
∆𝑇 = 0
𝑄 = 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
∆𝑈 = 0
Gases ideales
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
P=Pext cte
∆𝑃𝑉 = ∆𝑛𝑅𝑇
𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 = 𝑅𝑇∆𝑛
𝑄 = 𝑅𝑇∆𝑛
Procesos
isotérmicos

¿Y si tengo un proceso que ocurre en un recipiente adiabático?
𝑄 = 0
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 Procesos adiabáticos

Primer principio! ∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
Qué sabemos?
𝑄 = 0
𝑊 = 3 𝑘𝐽
-
∆𝑈 = 𝑊 = −3 𝑘𝐽
Ahora sí, pensemos en las ecuaciones/expresiones que conocemos para las variables termodinámicas.
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 ∆𝑇 =
∆𝑈
𝑛 𝑀𝑟 𝐶′𝑣
=
−3000 𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 14
𝑔
𝑚𝑜𝑙
20,9
𝐽
𝑔 º𝐶
= −10,25 º𝐶
¿Tiene sentido el signo?
= 𝑚𝐶′𝑣∆𝑇

∆𝑉 = 𝑉𝑓 − 𝑉𝑖 =
1𝑔
𝛿𝑔𝑎𝑠
+
𝑚𝑡𝑜𝑡 − 1𝑔
𝛿𝑙𝑖𝑞
−
𝑚𝑡𝑜𝑡
𝛿𝑙𝑖𝑞
∆𝑉 =
1𝑔
𝛿𝑔𝑎𝑠
−
1𝑔
𝛿𝑙𝑖𝑞
+
𝑚𝑡𝑜𝑡
𝛿𝑙𝑖𝑞
−
𝑚𝑡𝑜𝑡
𝛿𝑙𝑖𝑞
∆𝑉 =
1𝑔
𝛿𝑔𝑎𝑠
−
1𝑔
𝛿𝑙𝑖𝑞
=
1𝑔
1,598
𝑔
𝐿
−
1𝑔
789
𝑔
𝐿
= 0,63𝐿
Primer principio! ∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
Qué sabemos?
= 854 𝐽
Ahora sí, pensemos en las ecuaciones/expresiones que conocemos para las variables termodinámicas. 𝑊 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
¿El cambio de volumen del líquido importa?
Notemos
𝑅 = 0,082
𝐿𝑎𝑡𝑚
𝐾𝑚𝑜𝑙
𝑅 = 8,314
𝐽
𝐾 𝑚𝑜𝑙
1 𝐿𝑎𝑡𝑚 ≈ 100 𝐽
𝑊 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 = −1𝑎𝑡𝑚0,63𝐿 = −63 𝐽
𝑄 = ∆𝑈 − 𝑊 = 854 𝐽 − −63 𝐽 = 917 𝐽
∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊

𝑀𝑔(𝑠) + 2𝐻(𝑎𝑐)
+
→ 𝑀𝑔(𝑎𝑐)
+
+ 𝐻2 (𝑎𝑐)

Del primer principio sabemos mucho de la energía interna del sistema.
Sin embargo, no siempre es la variable termodinámica más cómoda.
Introducing: “entalpía”
𝐻 ≡ 𝑈 + 𝑃𝑉
∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆(𝑃𝑉)

Entalpía ∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆(𝑃𝑉)
Energía interna ∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
∆𝐻 = 𝑄 + 𝑊 + ∆(𝑃𝑉)
¿Qué pasa si tengo un proceso a P=Pext constante?
∆𝐻 = 𝑄 + 𝑊 + 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
∆𝐻 = 𝑄 − 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 + 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 = 𝑄
𝑄𝑝 ≡ 𝑛𝐶𝑝∆𝑇 = ∆𝐻
Capacidad calorífica: cuánto aumenta la energía de un mol de sustancia cuando aumento en un grado su
temperatura en un proceso a presión constante
Procesos isobáricos

Resumen de fórmulas
𝑊 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
∆𝑈 ≡ 𝑄 + 𝑊
𝑄𝑣 ≡ 𝑛𝐶𝑣∆𝑇
𝑄𝑝 ≡ 𝑛𝐶𝑝∆𝑇
∆𝐻 ≡ ∆𝑈 + ∆(𝑃𝑉)
Funciones termodinámicas
Del primer principio
donde
• Proceso a Presión constante (isobárico):
• Proceso a Volumen constante (isocórico):
• Proceso a Temperatura constante (isotérmico):
• Proceso Adiabático:
∆𝑉 = 0
∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 = 𝑄𝑣
∆𝐻 = 𝑛𝐶𝑝∆𝑇 = 𝑄𝑝
∆𝑃 = 0
∆𝑇 = 0
∆𝐻 = 0 = ∆𝑈 Q = 𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉
𝑄 = 0
∆𝑈 = −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 = −𝑅𝑇∆𝑛𝑔𝑎𝑠
Si, además, T es constante
Para un GI monoatómico
𝐶𝑣 =
3
2
𝑅
𝐶𝑝 =
5
2
𝑅
Para un GI diatómico
𝐶𝑣 =
5
2
𝑅
𝐶𝑝 =
7
2
𝑅
Para líquidos o sólidos
𝐶𝑣 ≅ 𝐶𝑝
∆𝑈 ≅ ∆𝐻

Algunas reacciones importantes
• Formación: es la entalpía asociada a la formación de un mol de sustancia a 298 K
y 1 bar a partir de los elementos que la componen en su estado (alotrópico) más
estable en condiciones estándar.
• Combustión: es la entalpía/energía intercambiada durante la reacción de un mol
de sustancia con la cantidad de oxígeno estequiométrica para producir la
combustión total de la misma a 298 K y 1 bar, dando como únicos productos
dióxido de carbono y agua.
• En general, las variaciones serán

Ejemplo
Calcular la variación de energía asociada a la siguiente reacción:
Datos: = - 241,8 kJ/mol, = -110,5 kJ/mol,
= -74,8 kJ/mol

Ley de Hess y Lavoisier-Laplace
A+B C+D E+F
∆𝐻𝐴,𝐵→𝐶,𝐷 ∆𝐻𝐶,𝐷→𝐸,𝐹
∆𝐻𝐴,𝐵→𝐸,𝐹
• La variación de entalpía de una reacción es siempre la misma independientemente de si se realiza
en uno o más pasos, siempre que se llegue de los mismos reactivos a los mismos productos en las
mismas cantidades y condiciones.
• La variación de entalpía de una reacción en una dirección es igual en módulo a la de la reacción
inversa pero con signo contrario
∆𝐻𝐴,𝐵→𝐸,𝐹 = ∆𝐻𝐴,𝐵→𝐶,𝐷+ ∆𝐻𝐶,𝐷→𝐸,𝐹
∆𝐻𝐴,𝐵→𝐸,𝐹 = −∆𝐻𝐸,𝐹→𝐴,𝐵
Son
propiedades
de las
funciones de
estado!

∆𝐻𝑐𝑜𝑚𝑏
𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]
∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]
𝑜
[𝐶2𝐻4(𝑔)]
𝑜
[𝐻2𝑂(𝑙)]
𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻2(𝑔)
𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻4(𝑔)
𝐻2(𝑔)+ 𝑂2(𝑔)→ 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶2𝐻2(𝑔) → 2𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔)
2𝐶(𝑠) + 2𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻4(𝑔)
= −∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]
∆𝐻1
∆𝐻2 = ∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
[𝐶2𝐻4(𝑔)]
𝐶2𝐻2(𝑔) + 2𝐶(𝑠) + 2𝐻2(𝑔) → 2𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) + 𝐶2 𝐻4(𝑔) ∆𝐻3 = ∆𝐻1 + ∆𝐻2
𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻4(𝑔) ∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟 = ∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
𝐶2𝐻4 𝑔 − ∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
𝐶2𝐻2 𝑔 = −174,47
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
2
5/2
2
2 2
1/2

𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]
𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]
𝑜
[𝐶2𝐻4(𝑔)]
𝑜
[𝐻2𝑂(𝑙)]
𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻2(𝑔)
𝐶(𝑠) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻4(𝑔)
𝐻2(𝑔)+ 𝑂2(𝑔)→ 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶2 𝐻4(𝑔)
∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟
2
5/2
2
2 2
1/2
QUIERO:
𝐶2𝐻4(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶2𝐻4(𝑔) → 𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝐻2(𝑔)
𝐶2𝐻2(𝑔) +
5
2
𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶2𝐻4(𝑔) +
5
2
𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐻2(𝑔)
𝐻2(𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶2𝐻4(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐻2(𝑔)
𝐶2𝐻4(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑙)
𝑜
[𝐶2𝐻4(𝑔)]= −∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟 +∆𝐻𝑐𝑜𝑚𝑏
𝑜
[𝐶2𝐻2(𝑔)]+∆𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚
𝑜
[𝐻2𝑂(𝑙)]
= −1410
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

Ciclos termodinámicos
Ty funciones de estado por facilitarnos las cosas.
Notemos:
• Estamos utilizando procesos imaginarios
que nos permiten usar datos tabulados,
y desgranándolos en pasos que son
fáciles de calcular/medir.
• Si bien las funciones de estado son
características de los reactantes (y sus
condiciones ambientales) y NO
dependen del camino utilizado, el calor
y el trabajo sí lo hacen! Dependen del
proceso.

𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝑁𝑎𝐶𝑙
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
−
𝑄𝑝 = 0
𝐴𝑔𝐶𝑙
𝑃 = 𝑐𝑡𝑒 ∆𝐻 = 𝑄𝑝
𝐻2𝑂(𝑠) → 𝐻2𝑂(𝑙)
∆𝐻𝑟
∆𝐻𝑓𝑢𝑠
∆𝐻 = ∆𝐻𝑟 + ∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = 0
∆𝐻𝑟 = −∆𝐻𝑓𝑢𝑠
∆𝐻𝑓𝑢𝑠 𝐻2𝑂, 273 𝐾 = 6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
= −𝑛ℎ𝑖𝑒𝑙𝑜∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = −
0,5 𝑔
𝑀𝑟ℎ𝑖𝑒𝑙𝑜
∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = −
0,5 𝑔
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
6
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
= 0,166 𝑘𝐽
0,1 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿
10 𝑚𝐿
𝑛𝑟
0,001 𝑚𝑜𝑙 =
0,001 𝑚𝑜𝑙 0,166 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑟 = 166
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑁𝑂3
−
+ 𝑁𝑎+
∆𝐻 = 0

2𝐻𝐶𝑙 + 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
2𝐻2𝑂
2𝐶𝑙−
+ 𝐵𝑎2+
𝑇𝑖
𝑇𝑓
𝑄𝑝 = 0
𝑃 = 𝑐𝑡𝑒 ∆𝐻 = 𝑄𝑝 ∆𝐻 = 0
1º) 𝑂𝑐𝑢𝑟𝑟𝑒 𝑙𝑎 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛
2º) 𝑆𝑒 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑎 𝑚𝑖 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
∆𝐻𝑛
∆𝐻∅
∆𝐻 = ∆𝐻𝑛 + ∆𝐻∅ = 0
∆𝐻𝑛
1 𝑚𝑜𝑙 −56,2 𝑘𝐽
0,431 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 1000 𝑚𝐿
200 𝑚𝐿
𝑛 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
0,0862 𝑚𝑜𝑙 =
0,862 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 1000 𝑚𝐿
200 𝑚𝐿
𝑛 𝐻𝐶𝑙
0,1724 𝑚𝑜𝑙 =
0, 0862 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
0,1724 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
2 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
0, 1724 𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑛 = −9,69 𝑘𝐽
𝐶𝑝 𝐻2𝑂 = 4,184
𝐽
𝑔º𝐶

2𝐻2𝑂
2𝐶𝑙−
+ 𝐵𝑎2+
𝑇𝑖
𝑇𝑓
𝑄𝑝 = 0
𝑃 = 𝑐𝑡𝑒 ∆𝐻 = 𝑄𝑝 ∆𝐻 = 0
∆𝐻𝑛
∆𝐻∅
∆𝐻 = ∆𝐻𝑛 + ∆𝐻∅ = 0
∆𝐻∅
∆𝐻∅ = 𝑛𝑖𝐶𝑖
𝑝
∆𝑇𝑖 = 𝑛𝐶𝑙−𝐶𝐶𝑙−
𝑝
∆𝑇 + 𝑛𝐵𝑎+2𝐶𝐵𝑎+2
𝑝
∆𝑇 + 𝑛𝐻2𝑂𝐶𝐻2𝑂
𝑝
∆𝑇 + 𝑛𝑎𝑙𝑢𝑚𝐶𝑎𝑙𝑢𝑚
𝑝
∆𝑇 + 𝑛𝑎𝑖𝑟𝑒𝐶𝑎𝑖𝑟𝑒
𝑝
∆𝑇 + ⋯
𝐶𝑘∆𝑇
𝑝𝑒𝑟𝑜
𝐶𝑘~450
𝐶𝑠𝑡
𝑝
~10
𝑛𝑠𝑡~0,01
~0,1
∆𝐻∅ ≅ 𝑛𝐻2𝑂𝐶𝐻2𝑂
𝑝
∆𝑇 + 𝐶𝑘∆𝑇 = 2,127
𝑘𝐽
º𝐶
∆𝑇
𝐶𝑝 𝐻2𝑂 = 4,184
𝐽
𝑔º𝐶
= (𝑚𝐻2𝑂𝐶𝐻2𝑂
𝑝
+ 𝐶𝑘)∆𝑇
453
𝐽
º𝐶
4,184
𝐽
𝑔º𝐶
400 𝑔 (𝑇𝑓 − 20,48º𝐶)

2𝐻2𝑂
2𝐶𝑙−
+ 𝐵𝑎2+
𝑇𝑖
𝑇𝑓
𝑄𝑝 = 0
𝑃 = 𝑐𝑡𝑒 ∆𝐻 = 𝑄𝑝 ∆𝐻 = 0
∆𝐻𝑛
∆𝐻∅
∆𝐻 = ∆𝐻𝑛 + ∆𝐻∅ = 0
−9,69 𝑘𝐽
2,127
𝑘𝐽
º𝐶
∆𝑇 − 9,69𝑘𝐽 = 0
= 𝑇𝑓 −20,48º𝐶
𝐶𝑝 𝐻2𝑂 = 4,184
𝐽
𝑔º𝐶
2,127
𝑘𝐽
º𝐶
∆𝑇
2,127
𝑘𝐽
º𝐶
∆𝑇 = 9,69𝑘𝐽
∆𝑇 = 4,56 º𝐶
𝑇𝑓 = 4,65º𝐶 + 20,48º𝐶 = 25,04º𝐶
Una vuelta de tuerca.. Ciclos termodinámicos
(juro que les va a servir)

2𝐻2𝑂
2𝐶𝑙−
+ 𝐵𝑎2+
𝑇𝑖
𝑇𝑓
𝑄𝑝 = 0
𝑃 = 𝑐𝑡𝑒 ∆𝐻 = 𝑄𝑝 ∆𝐻 = 0
∆𝐻𝑛
∆𝐻∅
∆𝐻 = ∆𝐻𝑛 + ∆𝐻∅ = 0
𝐶𝑝 𝐻2𝑂 = 4,184
𝐽
𝑔º𝐶
𝑐𝑎𝑙 + 2𝐻𝐶𝑙 + 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
2𝐻2𝑂 + 2𝐶𝑙− + 𝐵𝑎2+ + 𝑐𝑎𝑙
2𝐻2𝑂 + 2𝐶𝑙− + 𝐵𝑎2+ + 𝑐𝑎𝑙
20,48 ºC
20,48 ºC
Tf
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
1º) 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 2º) 𝑐𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑎𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜
∆𝐻
∆𝐻𝑛 ∆𝐻∅
= 0
∆𝐻 = 0 = ∆𝐻𝑛 + ∆𝐻∅
Observación: normalmente al paso le asignamos al isotérmico, ya que los tenemos tabulados ( )
∆𝐻º𝑐𝑜𝑚𝑏, ∆𝐻º𝑓

Segundo principio de la Termodinámica

∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊
Energía
interna
Calor Trabajo
Función
de estado
Dependen del proceso
No depende del
proceso

Tipos de procesos
• Procesos espontáneos: aquellos que deberían ocurrir naturalmente.
Por ejemplo, si tengo agua líquida a 110 ºC y un bar, el proceso de
ebullición es espontáneo.
• Procesos no espontáneos: aquellos que no pueden ocurrir
naturalmente. Por ejemplo, vapor de agua a 110 ºC y un bar, el
proceso de condensación no es espontáneo.
• Procesos reversibles: aquellos que pueden ocurrir en cualquier
dirección cambiando infinitesimalmente las condiciones del sistema.
Por ejemplo, si estoy a 100 ºC y un bar, la ebullición y la condensación
son igual de probables.

Tipos de procesos reversibles
• Cambios de fase a la temperatura y presión del equilibrio.
• Reacciones químicas que transcurren con concentraciones de reactivos y
productos cercanas a las del equilibrio.
• Compresión infinitamente lenta de un gas.
• Calentamiento infinitamente lento de un líquido.
• Consumir una pila extrayendo una corriente infinitamente pequeña.
VAMO A
CALMARNO

∆𝑈 = 𝑄1 + 𝑊1 = 𝑄2 + 𝑊2
∆𝑈 = 𝑄𝑟𝑒𝑣 + 𝑊
𝑟𝑒𝑣

Algo así como que el desorden del universo siempre debe aumentar.
𝑆
Función de estado
Introducing
la entropía
Depende del proceso
No depende del
proceso
∆𝑆𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 ≡
𝑄𝑟𝑒𝑣
𝑇
∆𝑆𝑢𝑛𝑖𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜
≠

∆𝑆𝑢𝑛𝑖𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜
Criterio de
espontaneidad
> 0
< 0
= 0
Proceso ESPONTÁNEO
Proceso NO ESPONTÁNEO
Proceso REVERSIBLE

∆𝐺 ≡ ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
Energía libre
de Gibbs
Defino
Entalpía Entropía
(del medio)
Función de
estado
Función de
estado
Función de
estado

∆𝐺
< 0
> 0
= 0
Proceso ESPONTÁNEO
Proceso REVERSIBLE
Criterio de
espontaneidad
a P y T constantes!

∆𝐺 ≡ ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 ∆𝐻 < 0 𝑦 ∆𝑆 > 0
∆𝐻 > 0 𝑦 ∆𝑆 < 0
∆𝐻 < 0 𝑦 ∆𝑆 < 0
Espontáneo para toda temperatura.
No espontáneo para toda temperatura.
La espontaneidad depende
de la temperatura.
Contribución
energética
Contribución
entrópica

∆𝐹 ≡ ∆𝑈 − 𝑇∆𝑆
Defino
Energía libre
de Helmholtz
< 0
> 0
= 0
Proceso ESPONTÁNEO
Proceso REVERSIBLE
Criterio de
espontaneidad
a V y T constantes!

𝑆
Idea de
desorden
= 𝑘𝐵 𝑙𝑛Ω
Cantidad de configuraciones compatibles
con el macro estado del sistema
Termodinámica estadística

¿Cuánta gente hay en cada piso?

Tercer principio de la Termodinámica
Algo así como que todos los sólidos cristalinos perfectos tienen la
misma entropía en el cero absoluto.
Tengo un mol de gas a 300 K.
Tengo un mol de sólido
cristalino perfecto a 0 K.
Puedo definir un cero absoluto.

Resumiending
3 Principios, algunas funciones de estado. Todas tienen las mismas
propiedades, y matemáticamente se puede hacer lo mismo con todas.
Tanto para U, H, S, G valen:
• Ley de Hess y Lavoisier-Laplace
• Ciclos termodinámicos
• Definiciones de reacciones de formación y de combustión.

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