Introducción a la Termodinámica

Objetivos

• Los objetivos incluyen el conocimiento de los conceptos básicos de la termodinámica
• También se busca definir el término energía
• Se pretende comprender los cambios energéticos en un sistema

Términos Termodinámicos

• Se busca comprender y predecir si una reacción química puede ocurrir espontáneamente
• Se busca deducir las condiciones necesarias para que una reacción química se produzca

Termodinámica

• La termodinámica es la ciencia que estudia las transformaciones de la energía
• Las reacciones químicas están siempre acompañadas por cambios energéticos
• La termoquímica es la rama de la termodinámica que estudia las variaciones de energía asociadas a las reacciones químicas

Sistema y Entorno

• El sistema abarca las moléculas que se están estudiando
• Ejemplo de un sistema: moléculas de hidrógeno y oxígeno reaccionando para formar agua
• El entorno incluye todos los factores que afectan al sistema
• Ejemplo de un entorno: un cilindro y un pistón que aumentan la presión en el sistema
• Es necesario definir tanto el sistema como el entorno al aplicar la termodinámica

Tipos de Sistemas

• Los sistemas se clasifican en abierto, cerrado, y aislado
• Un sistema abierto intercambia masa y energía con el entorno
• Un sistema cerrado intercambia energía, pero no masa, con el entorno
• Un sistema aislado no intercambia ni masa ni energía con el entorno, aunque un sistema perfectamente aislado no existe

Estado y Variables Termodinámicas

• Cada sistema puede presentar una forma en función del momento, constituyendo un estado
• Un estado se caracteriza por una serie de variables, también conocidas como funciones termodinámicas
• Las variables comunes incluyen la temperatura (T), presión (P), volumen (V), masa (m) y densidad (ρ)
• Las variables se clasifican en intensivas y extensivas:

Variables Intensivas

• No dependen de la cantidad de materia del sistema
• Ejemplos: temperatura (T), presión (P) y densidad (ρ)
• No son aditivas

Variables Extensivas

• Dependen de la cantidad de materia del sistema
• Ejemplos: energía (E), masa (m) y volumen (V)
• Son aditivas

Funciones de Estado

• Las funciones de estado son variables termodinámicas con características específicas
• Si el sistema cambia de estado, el cambio en una función de estado depende solo del estado inicial y final del sistema
• El proceso seguido no influye en el cambio de la función de estado
• La presión (P), la temperatura (T) y el volumen (V) son funciones de estado
• El trabajo y el calor no son funciones de estado
• Las ecuaciones de estado relacionan funciones de estado entre sí
• La ecuación de los gases ideales (PV = nRT) relaciona presión, volumen y temperatura de un sistema gaseoso, donde R = 8,31 J/K·mol.

Procesos Termodinámicos

• Un proceso termodinámico produce un cambio en el estado del sistema al modificar alguna de sus variables de estado
• Solo importa el valor inicial y final de la función de estado en el proceso
• Un proceso isotérmico ocurre a temperatura constante (ΔT = 0)
• Un proceso isobárico ocurre a presión constante (ΔP = 0)
• Un proceso isocórico ocurre a volumen constante (ΔV = 0)

Tipos de Procesos Termodinámicos

• Pueden ser reversibles o irreversibles

Proceso Reversible

• El sistema puede volver a su estado inicial revirtiendo el proceso

Proceso Irreversible

• El sistema no puede volver a su estado inicial

Energía

• La energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor

Trabajo

• El trabajo (w) es la energía utilizada para mover un objeto con masa contra una fuerza
• Para un gas en un recipiente con un pistón móvil, el trabajo se define como w = -P·ΔV, donde P es la presión y ΔV es el cambio en el volumen

Calor

• El calor (q) es la energía transferida entre el sistema y el entorno debido a una diferencia de temperatura
• En el universo termodinámico, el calor fluye de los objetos más calientes a los más fríos
• La unidad del SI para la energía es el joule (J), donde 1 J = 1N·m = kg·m²·s⁻²

Primera Ley de la Termodinámica

• Establece: “La energía se conserva”
• La energía no se crea ni se destruye en un sistema
• Cualquier cambio en la energía de un sistema debe ser compensado por un cambio igual en su entorno
• En un sistema aislado, la energía interna permanece constante porque no hay intercambio de masa ni de energía con el entorno

Energía Interna

• La energía interna (E o U) de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todos sus componentes
• En una reacción química, la energía cinética se refiere al movimiento de las moléculas y los electrones
• La energía potencial se relaciona con las fuerzas de repulsión entre electrones y núcleos, y las fuerzas de atracción entre electrones y núcleos
• La energía interna es una función de estado
• Es difícil calcular la energía interna absoluta de un sistema, pero se puede determinar el cambio en la energía interna (ΔE o ΔU) durante un proceso termodinámico

Cambio en la Energía Interna

• En un sistema no aislado, el sistema intercambia energía con el entorno a través de calor (q) y trabajo (w)
• El calor (q) se absorbe o se cede al entorno y está relacionado con cambios en la temperatura del sistema
• El trabajo (w) es realizado por el entorno sobre el sistema o viceversa, y produce cambios en el volumen

Variación de la Energía Interna

• La variación de la energía interna (ΔE o ΔU) de un sistema equivale al calor (q) que recibe o cede más el trabajo (w) aplicado al sistema
• Esto cumple con el principio de conservación de la energía, por lo que ΔE o ΔU = q + w

Convenio de Signos

• La tabla establece un convenio de signos para expresar la dirección del intercambio de energía:
• Para q:
  • Signo + indica que el sistema gana calor
  • Signo – indica que el sistema cede calor al entorno
• Para w:
  • Signo + indica que el trabajo se realiza sobre el sistema
  • Signo – indica que el trabajo se realiza por el sistema sobre el entorno
• Para ΔU:
  • Signo + indica ganancia neta de energía por parte del sistema
  • Signo – indica pérdida neta de energía por parte del sistema

Energía Interna como Función de Estado

• Determinar la energía interna (U) de un sistema es complejo porque el sistema intercambia energía constantemente con el entorno
• La energía interna (U) de un sistema es independiente de la forma en que el sistema alcanza un estado específico, lo que la convierte en una función de estado
• El cambio en la energía interna (ΔU) solo depende de los estados final (Ufinal) e inicial (Uinicial)
• Es necesario especificar las condiciones del sistema, como la presión (P) y la temperatura (T)
• Dado que la energía interna es una propiedad extensiva, es necesario indicar la masa del sistema
• La energía interna (U) de un sistema a una temperatura ambiente dada no depende de cómo se llegó a esa condición

Relación ΔU, q y w

• La variación de la energía interna (ΔU) depende del calor (q) y del trabajo (w) intercambiados entre el sistema y el entorno
• Aunque ΔU es una función de estado, q y w no lo son