Ley cero de la Termodinámica

• También conocida como el principio de conservación de energía que se expresa de la siguiente manera :si un sistema A está en equilibrio térmico con un sistema B, y éste sistema B está en equilibrio térmico con otro sistema C, entonces los sistemas A y C están en equilibrio térmico.

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Asumiendo que cada gas cumple con la ley de gases ideales (a menos que se diga lo contrario):

Combinando las ecuaciones:

i iRTp nV

VRTnnnP 321total

CAPACIDAD CALORÍFICA

La capacidad calorífica se define como al calor por unidad de masa por grado Celsius

Qcm t

CAPACIDAD CALORÍFICA ESPECÍFICA MOLAREl “mol” es una mejor referencia para gases que el “kilogramo.” Por tanto, la capacidad calorífica específica molar se define como:

C = Q

n T

TRABAJO (PV)

Pext

Pint

Equilibrio mecánico

x extF P A

Pext = Pint

/A V x

sistema extw P dV

embolo extw P dV

Primer principio de la termodinámica

Corresponde al principio de conservación de la energía.

“La energía del universo no se puede crear ni destruir, sólo son posibles las transformaciones de un tipo de energía en otro”.

U = Q+W

U = Uf - Ui

U = cambio de U interna de un sistema Uf = U interna final Ui = U interna inicial Q = calor

Q = ∆U-W

CONVENCIONES DE SIGNOS PARA LA PRIMERA LEY

• ENTRADA de calor Q es positiva

Q = U - W final - inicial)

• SALIDA de calor es negativa

• Trabajo POR un gas es positivo

• Trabajo SOBRE un gas es negativo

+Qin

+Wout

U

-Win

-Qout

U

CUATRO PROCESOS TERMODINÁMICOS:

• Proceso isocórico: V = 0, W = 0 • Proceso isobárico: P = 0 • Proceso isotérmico: T = 0, U = 0 • Proceso adiabático: Q = 0

Cálculo del trabajo de expansión, calor intercambiado y variación de energía interna en algunas transformaciones de gases ideales.

Q=Wexp

ENTALPÍA.

H U + PV

Relación entre H y U

H = U + (PV)Si P=cte

H = U + PV H @ Uprocesosól/líq

• Una forma de determinar U = QV

• Una forma de determinar H = QP

Q=I.V.t

La variación de entalpía(∆H) es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactantes:

∆H = Hproductos-Hreactantes

Dependiendo del calor puesto en juego en un proceso químico, las

reacciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas.

Si un sistema (reacción)

absorbe calor es ENDOTERMICO y H es positivo. H = (+)

libera calor es EXOTERMICO y H es negativo. H = (-)

Entalpía

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Entalpía, H: Flujo de calor transferido entre el sistema y los alrededores realizado a presión constante.

La entalpía es una función de estado.

Si el proceso ocurre a presión constante,

PVEH

VPE

PVEH

Entalpía

El trabajo hecho por la reacción anterior es un trabajo llamado trabajo de presión-volumen.

Cuando la presión es contante, VPw

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Entalpías de Reacción ΔH

En una Reacción:

“Calor de reacción”

final inicial

productos reactantes

H H H

H H H

La entalpía es una propiedad extensiva (ΔH es directamente proporcional a la cantidad de materia):

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) Δ H = -802 kJ

2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) Δ H = -1604 kJ

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Permite determinar la entalpía de la reacción a partir de los datos de otras semi-reacciones, dado que esta cantidad es una función de estado.

Si una reacción se efectúa en una cierta cantidad de pasos, el H total de la reacción es la suma de los H de cada paso individual.

Por ejemplo:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ2H2O(g) 2H2O(l) H = -88 kJ

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ

Ley de Hess