GDE1-21

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FISICOQUIMICA 
GUIA DE ESTUDIO I 
BIBLIOGRAFIA: 
-Química Física, Atkins - de Paula, 8º Edición. Editorial Médica Panamericana, Buenos Aires, 2008 
-Material de enseñanza complementario 2021. 
 
Primer Principio de la Termodinámica 
Preguntas teóricas 
1.1) Defina sistema, alrededores, y universo; sistemas aislados, cerrados y abiertos; límites permeables, límites 
impermeables diatérmicos y límites impermeables adiabáticos desde un punto de vista fisicoquímico. 
 
1.2) Enuncie y explique la Ley Cero de la Termodinámica. Explique la diferencia entre calor y temperatura. 
Relacione la temperatura con el movimiento molecular. 
 
1.3) Describa las características que definen el comportamiento de un gas como ideal. ¿En qué se diferencian 
los gases reales? 
 
1.4) Comente el principio de equipartición clásica de la energía e indique como a partir de este principio puede 
calcular la energía interna (U) de una molécula que contenga más de 3 átomos. Como se puede comprobar 
experimentalmente este principio. 
 
1.5) Comente el principio de equipartición clásica de la energía y aplíquelo al cálculo de la energía interna de 
átomos (He), a moléculas lineales (CO2) y a moléculas no lineales (H2O). Justifique los cálculos realizados. 
 
1.6) Esquematice el comportamiento de Cv (o Cv/R) en función de la temperatura para: i) un gas cuyo de 
comportamiento se acerque al de un gas ideal, p. ej. el Ar; ii) un gas real simple como el N2; y iii) el H2O(g). 
Discuta el comportamiento de los tres gases en términos del principio de equipartición clásica de la energía. 
 
1.7) Calcule la capacidad calorífica a volumen constante (Cv) para 1 mol de He y para un mol de O2 de acuerdo 
con el principio de equipartición clásica de la energía. Sabiendo que los valores experimentales son Cv He=1,5 
R y Cv O2 =2,5 R a temperaturas ordinarias, compare el valor teórico calculado con el valor experimental para 
cada gas y justifique las diferencias si las hubiera. 
 
1.8) Discuta la relación entre el movimiento molecular (caótico u ordenado) y la transferencia energía como 
calor o trabajo del sistema al medio. 
 
1.9) Enuncie el Primer Principio de la Termodinámica en términos de energía interna (U). Analice el valor del 
cambio de energía interna para sistemas aislados, cerrados y adiabáticos. Indique y justifique si las magnitudes 
involucradas son funciones de estado. Deduzca la definición mecánica del calor. Justifique sus respuestas. 
 
1.10) Defina trabajo y discuta, con ejemplos, las distintas formas de trabajo: (i) de expansión, (ii) eléctrico, (iii) 
químico y (iv) superficial. Explique el significado termodinámico del trabajo. 
 
1.11) Deduzca las expresiones para el cálculo del trabajo realizado por el sistema en la expansión de un gas, i) 
a presión constante en forma irreversible; ii) en forma reversible; y iii) a temperatura constante en forma 
reversible. Indique en un gráfico P vs V el valor del trabajo realizado en forma reversible e irreversible. ¿En 
cuál de estas condiciones se obtiene el máximo trabajo de expansión? 
 
1.12) Esquematice, en un gráfico P vs V, la expansión reversible de un gas ideal en condiciones i) isotérmica y 
ii) adiabática. Discuta el valor del trabajo de expansión realizado en cada caso y analice comparativamente 
desde un punto de vista molecular la variación de temperatura resultante. 
 
1.13) Defina calor desde un punto de vista termodinámico. ¿Qué entiende por equivalente mecánico del calor? 
 
1.14) Defina calor y trabajo como formas de transferencia de energía. Analice sus características generales. 
Indique, justificando, en qué tipos de procesos el trabajo y el calor pueden igualar su valor al de la variación de 
funciones termodinámicas. 
 
1.15) Defina la función entalpia. Demuestre bajo qué condiciones el cambio de entalpia es igual al calor. 
 
1.16) Defina el concepto de capacidad calorífica. Aplíquelo a condiciones de volumen constante y de presión 
constante, y relaciónelo con U y H. 
 
1.17) Deduzca una expresión para la diferencia entre las capacidades caloríficas a volumen y a presión constante 
para gases ideales. Explique desde un punto de vista molecular por qué la capacidad calorífica a presión 
constante es mayor que a volumen constante. 
 
1.18) Indique cómo varía diferencialmente la energía interna en un sistema cerrado de composición constante 
en función de las variables T y V. Explique el significado termodinámico de las derivadas parciales de U 
respecto de dichas variables. Esquematice la variación de energía interna con el volumen justificando el valor 
de la pendiente para gases con distintas características de atracción/repulsión. 
 
1.19) Defina entalpía media de enlace. ¿Por qué este valor es siempre positivo? El valor de entalpía media para 
un determinado enlace, ¿depende del compuesto del que forma parte? 
 
1.20) Deduzca las ecuaciones diferencial e integrada correspondiente a la Ley de Kirchhoff que indica la 
variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Justifique su aplicación y validez. 
 
1.21) Comente dos formas de determinación experimental del valor de kt en un calorímetro. 
 
Problemas 
1.22) 2 moles de un gas ideal sufren una expansión desde 4,50 l hasta 25 l, a lo largo de tres caminos diferentes 
: (i) expansión isotérmica reversible desde Pi = 25 bar y Vi = 4,50 l a Pf = 4,50 bar; (ii) expansión en una sola 
etapa frente a una presión externa constante de 4,50 bar; (iii) una expansión en dos etapas consistente 
inicialmente de una expansión frente a una presión externa constante de 11 bar hasta P = Pext, seguida de una 
expansión frente a una presión externa constante de 4,50 bar hasta P = Pext. Calcule el trabajo realizado para los 
tres casos ¿Para cuál de los procesos es mayor la magnitud del trabajo? 
Rta: i) w = - 19,3 kJ ii) w = - 9,23 kJ iii) w = -12,9 kJ 
 
1.23) Determine el H° para la siguiente reacción a 500 K y presión constante, a partir de los siguientes datos:
 CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) 
 
sustancia Cp (J K-1 mol-1) Hf a 298 K (kJ mol-1) 
CO(g) 29,12 -110,5 
H2O(g) 33,58 -241,8 
CO2(g) 37,11 -393,5 
H2(g) 29,89 0 
Justifique el resultado obtenido. 
Rta: H°500K = -40,3 kJ mol-1 
 
1.24) Calcule el cambio de volumen (V) de un gas ideal que evoluciona irreversiblemente contra la Pext = 101 
kPa para que el trabajo realizado sea igual al hecho sobre un mol de un gas ideal a 300 K, cuando se comprime 
en forma isotérmica y reversible de 100 a 400 kPa. 
Rta V= - 34 l 
 
1.25) Calcule el calor necesario para aumentar la temperatura de 22,4 l de O2, desde 273K a 283K en condiciones 
de i) volumen constante y ii) presión externa constante e igual a 1 atm. Suponga comportamiento ideal. 
Rta i) q = 208 J ii) q = 291 J 
 
 
1.26) El Cp en J K-1mol-1 del N2(g), desde 25ºC hasta 373K, se ajusta a la ecuación empírica 
Cp = a + bT + c/T2, siendo a =28,6; b=3,8 x 10-3 y c=0,5. 
Calcule el H asociado al calentamiento de un mol de N2(g) desde 298K hasta 373K. 
Rta: H = 2,2 kJ mol-1 
 
1.27) La entalpía de reacción estándar (H°) para la hidrogenación del propeno (CH2= CHCH3) (g) es –124 kJ 
mol-1 a 298 K. El H° de combustión del propano (CH3CH2CH3) (g) es de –2220 kJ mol-1. El H2O líquida, con 
H°f = –286 kJ mol-1, es uno de los productos de esta reacción de combustión. Calcule el H° de combustión 
del propeno. 
Rta: H° = -2058 kJ mol-1 
 
1.28) El H°f del H2O(g) a 298 K es – 241.8 kJ mol-1. Estime el mismo H°f a 373 K, utilizando: Cp H2O(g) = 
33,6 J K-1mol-1; Cp H2(g) = 28,8 J K-1mol-1; y Cp O2(g) = 29,4 J K-1mol-1. Considere las Cp independientes de la 
temperatura. Comente el significado cuantitativo del cambio del H° entre 298 K y 373 K. 
Rta: H° = -242 kJ mol-1 
 
1.29) Calcule el trabajo realizado cuando 50 g de hierro (PA = 55,9) reaccionan con ácido clorhídrico en (i) un 
recipiente cerrado de volumen fijo; y (ii) un recipiente con pistón móvil, a298K. 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
Rta: i) w = 0 ii) w = -2,20 kJ