Conceptos básicos:

• Sistemas termodinámicos_
  • Sistemas aislados
  • Sistemas cerrados
  • Sistemas abiertos.
• Ecuaciones de estado
• Variables termodinámicas.
• Primer principio de la termodinámica: ΔU = Q+W
  • Para un sistema aislado:    Q=W= 0    ΔU = 0
  • Para un proceso cíclico:  ΔU = 0   Q = -W
  • Para un proceso adiabático: Q = 0  ΔU = W
  • Para un proceso isotérmico: T=cte    ΔU = 0   Q = -W
  • Para un proceso isocórico:   V=cte  ΔV = 0  W= 0  ΔU = Q_v
  • Para un proceso isobárico:     P= cte    ΔU = Q+W = Q_p  + W        ΔU =  Q_p  + pΔV        Q_p= Q_v +pΔV
  •  Introducimos el concepto de entalpía: ΔH = ΔU + pΔV      ΔH = ΔU + ΔnRT     ΔH = H₂-H₁ =Q_p siendo la entalpía función de estado.
  • Proceso exoenergético: El sistema cede, desprende energía.
    • A  V= cte   ΔU < 0
    • A  P= cte  ΔH < 0
  • Proceso endoenergético: El sistema absorbe energía
    • A V= cte   ΔU > 0
    • A  P= cte  ΔH > 0
  • Cálculos de las entalpías de reacción:    aA +bB → cC+dD
    • A partir de las entalpías de formación:   ΔHº = ∑ ΔHº_f (prod) – ∑ ΔHº_f (react) = ( c ΔHº_f (C) + d ΔHº_f (D) ) – ( a ΔHº_f (A) + b ΔHº_f (B) )
      • Si   ΔH > 0  →  reacción endotérmica
      • Si   ΔH < 0  →  reacción exotérmica.
    • A partir de las entalpías de enlace: E _enlace = ΔH _R = ∑ ΔH (enlaces rotos) – ∑ ΔH (enlaces formados)
    • A partir de la Ley de Hess : La variación de la entalpía global en un proceso directo en una reacción  que tiene lugar en varias etapas, es igual a la suma de las variaciones de entalpías de cada etapa individual        ΔH _{R(A → D)} = ΔH _{(A → B)}  + ΔH _{(B → C)} + ΔH _{(C → D)}
      
  • Segundo principio de la termodinámica
    • Concepto de entropía    ΔS reacción = ∑S _prod – ∑S _react
    • Energía libre de Gibbs:  nos permite determinar la espontaneidad de una reacción     ΔG = ΔH – TΔS 

A tener en cuenta:

• El cálculo de ∆n, se realiza con los gases.
• Criterio de signos: