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TEMA 1: PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA1. Ley cero de la termodinámica
La ley cero de la termodinámica establece que, cuando dos sistemas (A, B) están en equilibrio
térmico con un tercero (C), estos están a su vez en equilibrio térmico entre sí; es decir, los
sistemas A, B y C están todos en equilibrio térmico, por tanto, comparten un valor común de
alguna propiedad física. Esta propiedad es la T.
2. ¿Qué es un gas ideal y que ecuación cumple?
Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con
desplazamiento aleatorio, que no interactúan entre sí, Es un modelo macroscópico idealizado
de los gases caracterizados por la siguiente ecuación de estado:
PV=nRT; ya que R=PV/nT= 0,082 atm·L·mol-1·K-1
P→presión; V→volumen; n→ número de moles; R→ constante universal de los gases; T→ temperatura
3. Ley de Dalton
La presión total de una mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen los
gases de forma independiente (Ptotal= P1 + P2 + P3 + …)
4. Definición de termodinámica
La termodinámica se define como una ciencia macroscópica que proporciona las leyes que
rigen la interacción de un sistema con el resto del universo y establece relaciones entre
magnitudes macroscópicas de sistemas termodinámicos en equilibrio.
5. Definición de energía y energía interna
La energía es la capacidad de la materia de producir trabajo en forma de movimiento, calor,
luz, etc. La energía del sistema puede definirse como la suma del intercambio de calor entre
el sistema y los alrededores más el trabajo realizado por la presión sobre el sistema
Es = Q + W
La magnitud que designa la energía almacenada por un sistema de partículas se denomina
energía interna (U). Esta energía es una variable de estado y se mide en julios.
6. Definición de trabajo y calor. Diferencias entre ambas magnitudes
El trabajo consiste en el intercambio de energía entre un sistema y su entorno, que produce
un cambio de volumen en el sistema. Se mide en julios.
𝑉2
𝑊12 = ∫ 𝑃 ⅆ𝑉
𝑉1
El calor es la energía consumida o generada por un sistema como consecuencia de un cambio
de temperatura. Un sistema cede energía en forma de calor si se transfiere como resultado de
una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
𝑄 = 𝑚𝐶(𝑇, 𝑃) 𝛥𝑇
7. Definición de proceso exotérmico y endotérmico
El proceso exotérmico se refiere a cualquier proceso en el cual el sistema cede calor a los
alrededores, en cambio, el proceso endotérmico se refiere a cualquier proceso en el cual el
sistema absorbe calor de los alrededores.
8. Definición de función de estado
Magnitud física macroscópica que caracteriza a un sistema en equilibrio. Es una propiedad
de un sistema termodinámico que depende solo del estado del sistema, y no de la forma en
que el sistema llegó a dicho estado.
,9. Primer principio de la termodinámica
La variación de energía interna de un sistema es igual al calor cedido por los alrededores del
sistema más el trabajo realizado por el sistema.
𝛥𝑈 = 𝑄 + 𝑊
10. Definición de proceso reversible e irreversible
El proceso reversible es aquel que hace evolucionar a un sistema termodinámico desde un
estado de equilibrio inicial a otro nuevo estado de equilibrio final a través de infinitos estados
de equilibrio.
El proceso irreversible se aplica a aquellos procesos que, como la entropía, no son reversibles
en el tiempo. Desde esta perspectiva termodinámica, todos los procesos naturales son
irreversibles.
11. ¿Dónde se produce mayor trabajo en una transformación reversible o
irreversible? ¿por qué?
En un proceso reversible, ya que por definición cuesta más hacer que un
sistema se transforme con posibilidad de volver a su estado inicial sin que haya
cambio neto ni en el sistema ni en el entorno, dado que la naturaleza tenderá a
hacer que vaya por el camino irreversible espontáneamente.
12. Definición de capacidad calorífica a volumen constante, capacidad calorífica a
presión constante y ecuación que las relaciona.
La capacidad calorífica a volumen constante se define como la energía necesaria para
elevar la temperatura 1 grado de un mol de sustancia sin que el volumen inicial varíe, es
decir, en un proceso isocórico.
dU = dQv = Cv dT
La capacidad calorífica a presión constante se define como la energía necesaria para
elevar la temperatura 1 grado de un mol de sustancia sin que la presión inicial caría, es
decir, en un proceso isobárico.
dU = -dWp + dQv = -PdV + Cp dT
La ecuación que los relaciona es: R = C p - Cv
13. Definición y ecuación de la entalpía
La entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que puede intercambiar
con su entorno.
H = U + PV
14. Ecuaciones que relacionan la presión, temperatura y volumen en un proceso
adiabático reversible.
−𝑛𝑅𝑇
ⅆ𝑈 = 𝑐𝑣 ⅆ𝑇 ; ⅆ𝑈 = 𝑄 + 𝑊 ; 𝑊 = −𝑃 ⅆ𝑉 = ⅆ𝑣
𝑉
Como en un proceso adiabático Q = 0, entonces:
, 𝑇2 𝑉2
−𝑛𝑅𝑇 ⅆ𝑇 ⅆ𝑉 𝑇2 𝑉2
ⅆ𝑈 = 𝑊 → 𝑐𝑣 ⅆ𝑇 = ⅆ𝑣 → 𝐶𝑉 ∫ = −𝑛𝑅 ∫ → 𝐶𝜈 𝑙𝑛 = −𝑛𝑅 𝑙𝑛
𝑉 𝑇 𝑉 𝑇1 𝑉1
𝑇1 𝑉1
15. ¿Qué es una variable extensiva e intensiva?
La variable extensiva es aquella que depende de la cantidad de materia y la variable intensiva
es la que no depende de la cantidad de materia.
Las propiedades extensivas se convierten en intensivas si se expresan por unidad de masa, de
moles o de volumen.
16. ¿La Energía Interna es una variable extensiva o intensiva? ¿Por qué?
Es una variable extensiva, ya que la energía interna depende de la cantidad de partículas
(materia) que contenga el sistema.
17. ¿Cuándo el calor es positivo y cuándo es negativo? ¿Cuándo el trabajo es
positivo y cuándo negativo?
El calor es positivo cuando es absorbido por el sistema y negativo cuando se cede
por el sistema.
El trabajo es positivo cuando es aplicado sobre el sistema y negativo cuando lo
realiza el propio sistema.
18. ¿Por qué se utiliza el símbolo ∆ en la fórmula de la Energía Interna?
Porque no se conoce a ciencia cierta la energía interna inicial y final, sino que solo se puede
hallar la variación de dicha energía. El símbolo que expresa la variación de una magnitud es
delta (mayúscula).
19. ¿Son el trabajo y calor funciones de estado? ¿por qué?
No, porque únicamente dependen del proceso
20. Indicar dos funciones de estado.
Temperatura y entalpía
21. Explicar por qué (dU/dV) T dV= 0 en un gas ideal
Porque se trata de un cambio de estado de un gas ideal.
22. Ecuaciones que expresan el trabajo de expansión o compresión de un sistema.
Ecuaciones para el trabajo irreversible, isotérmico reversible y adiabático reversible.
▪ Proceso irreversible
Pext constante:
𝑉2
𝑊12 = ∫ −𝑃𝑒𝑥𝑡 ⅆ𝑉
𝑉1
▪ Procesos reversibles
- A P= cte (ISOBÁRICO)
𝑉2 𝑉2
𝑊12 = ∫ −𝑃 ⅆ𝑉 = −𝑃 ∫ ⅆ𝑉 = −𝑃(𝑉2 − 𝑉1 ) = −𝑃∆𝑉
𝑉1 𝑉1
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