Conceptos Fundamentales de Termodinámica

El estudio de la termodinámica se basa en la comprensión de varios conceptos clave:

Sistema y Alrededores

El sistema es la parte del universo que nos interesa estudiar. Por ejemplo, una reacción química.

Los alrededores (o entorno) son el resto del universo externo al sistema.

Tipos de Sistemas Termodinámicos

• Sistema abierto: Puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma de calor, con sus alrededores.

  Ejemplos:

  • Vaso de vidrio con agua caliente
  • Una fogata
  • El cuerpo humano
  • Una sopa enfriándose

• Sistema cerrado: Permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa.

  Ejemplos:

  • Termómetro
  • Una pila
  • Una botella con agua caliente tapada con un corcho

• Sistema aislado: Impide la transferencia de masa o energía.

  Ejemplos:

  • Caja fuerte
  • Trajes de neopreno para buzos
  • Un termo

Conceptos de Energía, Calor y Trabajo

La energía térmica es la energía resultante de sumar todas las energías asociadas a los movimientos de las diferentes partículas que componen un sistema.

La temperatura de un cuerpo es la medida de la energía cinética media de sus moléculas.

El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.

La energía comúnmente se define como la capacidad para realizar un trabajo o para transferir calor.

El trabajo es la energía utilizada para mover un objeto contra una fuerza.

El calor es la energía empleada para aumentar la temperatura de un objeto.

La energía cinética de un cuerpo es aquella que posee debido a su movimiento.

La energía potencial de un cuerpo es aquella que posee en virtud de su posición con respecto a otros objetos.

Unidades de Energía

Una caloría (cal) se define como la cantidad de calor necesaria para elevar 1 °C la temperatura de 1 g de agua. 1 cal equivale a 4.184 J.

Energía Interna (E)

La energía interna (E) de un sistema se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de los componentes del sistema.

Δ𝐸 = 𝐸_final − 𝐸_inicial

Un valor positivo de ΔE resulta cuando E_final es mayor que E_inicial, lo que indica que el sistema ganó energía de su entorno (endotérmico).

Un valor negativo de ΔE resulta cuando E_final es menor que E_inicial, lo cual indica que el sistema cedió energía a su entorno (exotérmico).

Convenio de Signos

	Convenio de signo
Para q (calor)	+ significa que el sistema gana calor – significa que el sistema pierde calor
Para w (trabajo)	+ significa trabajo realizado sobre el sistema – significa trabajo realizado por el sistema
Para Δ𝐸 (cambio de energía interna)	+ significa ganancia neta de energía por el sistema – significa pérdida neta de energía por el sistema

Procesos Endotérmicos y Exotérmicos

Un proceso donde el sistema pierde calor se conoce como exotérmico (exo- significa afuera).

Cuando se lleva a cabo un proceso en el que el sistema absorbe calor, el proceso se denomina endotérmico (endo- significa adentro).

Estado de un Sistema y Variables Termodinámicas

La termodinámica estudia los cambios en el estado de un sistema.

Estado de un sistema: Es el conjunto de condiciones a las que se encuentra el sistema en un momento dado.

Tipos de Variables Termodinámicas

Hay dos tipos de variables termodinámicas: las extensivas y las intensivas.

• Variables extensivas: Dependen de la cantidad total de materia.

  Ejemplo: V (volumen), m (masa), n (cantidad de sustancia).

• Variables intensivas: No dependen de la cantidad total de materia.

  Ejemplo: d (densidad), p (presión), T (temperatura).

Entalpía (H)

La entalpía, la cual se denota con el símbolo H, se define como la energía interna más el producto de la presión y el volumen del sistema:

𝑯 = 𝑬 + 𝑷𝑽

Cambio en la Entalpía (ΔH)

El cambio en la entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante.

Δ𝑯 = 𝒒_p

Cuando ΔH es positivo (es decir, cuando q_p es positivo), el sistema ha ganado calor de su entorno, lo cual significa que el proceso es endotérmico.

Cuando ΔH es negativo, el sistema ha liberado calor hacia el entorno, lo que implica un proceso exotérmico.

Entalpía de Reacción (ΔH_rxn)

Debido a que ΔH = H_final – H_inicial, el cambio de entalpía en una reacción química está dado por ΔH = H_productos – H_reactivos.

El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se conoce como entalpía de reacción. Algunas veces se representa como ΔH_rxn.

¿Qué indica el signo negativo de ΔH_rxn?

Indica que esta reacción es exotérmica.

ΔH se reporta al final de la ecuación balanceada.

Las ecuaciones químicas balanceadas que muestran de esta forma el cambio en entalpía asociado se conocen como ecuaciones termoquímicas.

Propiedades del Cambio de Entalpía

1. La entalpía es una propiedad extensiva.
2. El cambio de entalpía en una reacción es igual en magnitud, pero de signo opuesto al ΔH de la reacción inversa.
3. El cambio de entalpía en una reacción depende de los estados de los reactivos y productos.

Ley de Hess

La ley de Hess establece que si una reacción se realiza en una serie de etapas, el ΔH de la reacción completa será igual a la suma de los cambios de entalpía en las etapas individuales.

Entalpía de Formación (ΔH_f)

El cambio de entalpía asociado con el proceso de formación de una sustancia a partir de sus elementos constitutivos se conoce como entalpía de formación (o calor de formación), ΔH_f, donde el subíndice f indica que la sustancia se formó a partir de sus elementos constitutivos.