Folleto Segunda Ley de la Termodinámica PDF

Segunda ley de la termodinámica Esta ley ayuda el vacío en la primera ley La incapacidad de la primera ley de identificar si un proceso puede llevarse a cabo. Cuando los procesos no se pueden dar, esto se puede detectar con la ayuda de una propiedad llamada entropía. Un proceso no sucede a menos que...

Segunda ley de la termodinámica Esta ley ayuda el vacío en la primera ley La incapacidad de la primera ley de identificar si un proceso puede llevarse a cabo. Cuando los procesos no se pueden dar, esto se puede detectar con la ayuda de una propiedad llamada entropía. Un proceso no sucede a menos que satisfaga la primera y la segunda ley de la Termodinámica. El empleo de la segunda ley de la termodinámica no se limita a identificar la dirección de los procesos, si no, afirma que la energía tiene calidad, así como cantidad. La primera ley tiene que ver con la cantidad y la transformación de la energía de una forma a otra sin importar su calidad. Preservar la calidad de la energía es un interés principal y la segunda ley brinda los medios necesarios para determinar la calidad, así como el nivel de degradación de la energía durante un proceso. La naturaleza establece que el total de energía asociada con una fuente térmica nunca puede ser transformada íntegra y completamente en trabajo útil. De aquí que todo el trabajo se puede convertir en calor, pero no todo el calor puede convertirse en trabajo. Definición de Kelvin-Planck “Es imposible construir un aparato que opere cíclicamente, cuyo único efecto sea absorber calor de una fuente de temperatura y convertirlo en una cantidad equivalente de trabajo”. Definición de Clausius “Es imposible construir un aparato que opere en un ciclo cuyo único efecto sea transferir calor desde una fuente de baja temperatura a otra de temperatura mayor”. Máquina térmica Es un aparato que opera continuamente o cíclicamente y ejecuta una cierta cantidad de trabajo como resultado de la transferencia de calor de una fuente de alta temperatura a otra de temperatura baja. La máquina térmica permite obtener un sistema que opera en un ciclo con un trabajo positivo y una transmisión de calor positiva. QH: cantidad de calor suministrada al vapor en la caldera desde una fuente de alta temperatura (quemador de la caldera) QL: cantidad de calor liberado del vapor en el condensador en un sumidero de baja temperatura (agua de enfriamiento) WT: cantidad de trabajo entregado por el vapor cuando se expande en la turbina. WB: cantidad de trabajo requerido para comprimir el agua a la presión de la caldera. Podemos resumir las consecuencias del funcionamiento de las máquinas térmicas en el cambio de entropía (ΔS) del universo de forma muy simple: ΔS universo = 0, si la máquina es ideal ΔS universo > 0, si la máquina es real. ΔS universo ≥ 0 Esta expresión, de hecho, es una formulación matemática que expresa la segunda ley de la termodinámica. Entropía Rudolf Clausius, que fue el primero en formular la segunda ley, parafraseó las dos leyes de la termodinámica en 1850 así: “La energía del universo permanece constante, pero su entropía tiende a un máximo.” Y todo ello sin entrar a describir qué es energía o entropía más allá de las definiciones macroscópicas. Una frase breve, pero de consecuencias vastísimas, obtenida del estudio de cosas muy sencillas. “La entropía del universo va en aumento en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso en equilibrio” La entropía es un concepto asociado al desorden del UNIVERSO, que se define en relación con el sistema y el alrededor, y a la espontaneidad del proceso (no a su rapidez) ∆S0 UNIVERSO = ∆S0 ALREDEDOR + ∆S0 SISTEMA A mayor entropía (S) mayor desorden y mayor libertad. Cuando un proceso es exotérmico, se libera energía desde el sistema hacia el entorno. Esto produce un aumento del desorden en el entorno, por lo que la entropía del entorno aumenta cuando es endotérmico es a la inversa. Esto muestra que la energía que el entorno gana es la que el sistema pierde: ∆SENTORNO directamente proporcional a ∆HSISTEMA Recuerde que ∆Hsistema = Qp Siendo que ambas dependen de la temperatura: Cuando el entorno tiene alta temperatura y el sistema es exotérmico, hay poco aumento de la entropía del entorno, ∆SENTORNO es baja. Cuando el entorno tiene baja temperatura y el sistema es exotérmico, hay mucho aumento de la entropía del entorno, ∆SENTORNO es alta. Por lo que la temperatura resulta inversamente proporcional a la entropía: ∆SENTORNO = -∆HSISTEMA T ∆S0 SISTEMA = S0 PRODUCTOS - S0 REACTIVOS La entropía del sistema: Escrito de otro modo ∆S0 SISTEMA =∑n S0 PRODUCTOS - ∑n S0 REACTIVOS Al igual que la entalpía la entropía es una función de estado, por lo que es independiente del camino y solo depende de los estados inicial y final del sistema. Es conservativa puesto que es independiente de la trayectoria. Se mide en (j / mol), ya que son valores por lo general pequeños. Tiene valores siempre mayores que cero es decir que es siempre positiva ya sea que la sustancia sea simple o compuesta. También se tabulan para condiciones estándar (a 298 K y 1 atm). Si se considera ∆S0 = S0F - S0i , y en particular S0i la del sólido cristalino perfecto en el cero absoluto (0 K) se le asigna entropía cero, se puede definir ahora: ∆S 0 = S0F (25) = ENTROPÍA ABSOLUTA de la sustancia. Ejemplos de entropías absolutas:  S0agua liquida= 69,9 j/mol S0diamante = 2,44 j/mol S0agua gaseosa= 188,7 j/mol S0grafito = 5, 69 j/mol ESPONTANEIDAD = ∆S0u > 0 ==> ∆S0 ENTORNO + ∆S0 SISTEMA > 0 ∆S0 ENTORNO > 0 -∆H0 SISTEMA > 0 Si proceso Exotérmico ∆H0 < 0, entonces: ∆S0 ENTORNO > 0 ∆S0 SISTEMA > 0 ==> S0PROD > S0REAC Implica que aumenta la entropía del sistema y está asociado a: Aumento de número de moléculas en estado gaseoso Aumento del número de moléculas totales o iones Cambio de estado S ==> L ==> G Aumento de la velocidad, aumento de temperatura Diferente tipo de partículas moléculas, iones átomos EL SITEMA TIENDE A AUMENTAR EL DESORDEN Y DISMINUIR SU ENERGÍA MAYOR DESORDEN A ∑=∆SU ∆S0 SISTEMA MAYOR PROBABILIDAD MAS EXOTÉRMICO ∆S 0 ENTORNO Proceso de la alimentación La nutrición arrastra desde hace décadas uno de los mitos más perversos y de mayor daño en la salud de las personas: “una caloría es una caloría”, esto implica básicamente que lo más importante de cualquier estrategia nutricional son las calorías y que la fuente de dichas calorías no importa, por lo tanto 2000 Kcal de brócoli, pechuga de pollo o caramelos son lo mismo. La realidad es que si uno tiene en cuenta la primera ley de la termodinámica (la energía no se crea ni se destruye, se conserva), las calorías, sea cual sea su precedencia, tienen la misma cantidad de energía potencial. Por definición 1 kcal. Es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura del agua (pura) 1˚C (desde 14,5 a 15,5 y a presión atmosférica) por lo tanto, esta energía potencial se puede traducir en calor o trabajo y se conservara en su magnitud. Sin embargo, cuando entra en juego la biología las cosas no son tan simples. El cuerpo humano es un sistema altamente complejo, con un elaborada e intrincada regulación del balance energético. Diferentes nutrientes tienen un impacto totalmente diferente tanto hormonal como en las vías metabólicas, las cuales son más o menos eficientes en las reacciones que contienen lo cual conlleva una menor o mayor pérdida de energía en forma de calor. La 2˚ ley de la termodinámica, nos dice dos cosas: Primera: Cualquier proceso irreversible, la entropía (Ej: proteínas = orden, Aminoácidos = desorden) tiene que aumentar, y es esta ley la que dirige las reacciones químicas y la razón de la espontaneidad de dichas reacciones (a modo de ejemplo ilustrativo, si uno tira una gota de sangre en un vaso de agua, la misma se dispersará y será imposible volver a concentrarla en un pequeño volumen, a menos que se gaste energía, esta tendencia al desorden es la entropía), Segundo: En toda reacción química parte de la energía utilizada se disipará en calor en mayor o menor medida según su eficiencia (a mayor eficiencia, menor calor disipado). Por lo tanto, la primera ley nos dice que el total de energía atribuible a trabajo, calor y a la composición química será constante, lo que no nos dice es si esa reacción efectivamente ocurrirá, ni tampoco la distribución relativa de dichas formas de energía e implica que “algo se perdió y no puede ser recuperado” (energía o incluso información). Sin embargo hay una pequeña “trampa” cualquier sistema biológico es un sistema abierto con lo cual la entropía interna y la externa serán inversamente proporcionales, para ejemplificarlo de mejor manera tomaremos la siguiente situación: cuando ingresa alimento, el cuerpo lo “desarma” por lo tanto la entropía aumenta, sin embargo en muchísimas ocasiones es necesario rearmarlo (síntesis de proteínas, almacenamiento de glucógeno, síntesis de ADN, etc.), obviamente en forma predecible, por lo tanto la entropía disminuirá. Lo que nos dice la segunda ley es que, si en un sistema la entropía decrece, en el ambiente (universo) se incrementará aún más, por lo que este incremento se debe a la 32 radiación de calor por parte del cuerpo y por ende respeta una de las leyes más fundamentales de la física que nos dice que el universo tiende a aumentar su entropía. La primera ley entonces nos dice cuanta energía se necesita para por ej. Sintetizar ADN sumada a la perdida de calor para satisfacer la segunda ley (sin tomar en cuenta que el desacoplamiento mitocondrial, por ej. genera calor sin generar trabajo (Non-Shivering Thermogenesis) (Ricquier y Bouillaud, 2000). Por lo tanto, no hay forma que “una caloría sea una caloría” en un sistema biológico. Este sistema trata de mantener baja entropía (alta entropía interna = muerte) y por ende aumenta la del ambiente (universo) perdiendo energía. Volviendo a la nutrición, en dietas cuyo objetivo es la pérdida de peso, la ineficiencia es deseada y está altamente relacionada a las actividades enzimáticas y niveles hormonales, dicha ineficiencia es medida en el llamado “efecto térmico de los alimentos o “termogénesis inducida por la dieta”, esto es el calor generado al digerir la comida, absorberla y metabolizarla, este efecto térmico de los alimentos seria de 2-3% para los lípidos, 6-8% para los carbohidratos y 25-30% para las proteínas, lo que deja en claro que la eficiencia no es la misma y la entropía varia en su magnitud. Relación entre energía libre y entropía ∆SUNIVERSO = ∆S0 ENTORNO + ∆S0 SISTEMA ∆SUNIVERSO = -∆H0 SISTEMA + T ∆S0 SISTEMA Si se multiplica todo por T y luego por (-1); o sea -T -T ∆SUNIV. = ∆HSISTEMA - T ∆S0 SISTEMA ∆G0 = ∆H0SISTEMA -T ∆S0 SISTEMA Por definición H-T *S = G, Una nueva función de estado ∆G0reac = ∆G0 pro + ∆G0 react ∆G0 sustancia simple = 0 Se introduce una nueva función termodinámica llamada energía libre de Gibb´s o simplemente energía libre, que como se ve tiene unidades de energía, se refiere a la energía disponible para usar. Esto permite definir la espontaneidad del sistema teniendo en cuenta las energías o propiedades del sistema y no es necesario considerar el entorno (que además es difícil de medir). 33 Por otro lado, siendo que cuando la reacción es espontánea resulta ∆S UNIVERSO > 0, al multiplicar por (-) queda -T ∆SUNIVERSO  0, o sea ES ESPONTÁNEO CUANDO ∆G0  0 Cuando el ∆G0 > 0, la reacción no tiene tendencia a ocurrir en ese sentido, aunque si puede ocurrir en sentido inverso y cuando el ∆G0 = 0, la reacción se encuentra en el equilibrio. ∆H0 ∆S0 ∆G0 PROCESO + + Cuando T es grande 0 sentido inverso + - Siempre no importa T >0 Ocurre a la inversa - + Siempre no importa T  0 Espontánea - - Cuando T es CHICO 0 inverso Una reacción es espontánea cuando G (H – T x S) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que: H < 0 y  S > 0  G < 0 Espontánea H > 0 y  S < 0  G > 0 No espontánea  H < 0 y  S < 0  G < 0 a T bajas  G > 0 a T altas  H > 0 y  S > 0  G < 0 a T altas  G > 0 a T bajas H < 0 S > 0 Espontánea a todas las temperaturas H > 0 S > 0 Espontánea a temperaturas altas H < 0 S < 0 Espontánea a temperaturas bajas H > 0 S < 0 No Espontánea a cualesquiera temperaturas W(-) SI SE EXPNDE EL GAS W(+) SI SE COMPRIME EL GAS Q (+) = PROCESO ENDOTERMICO Q (-) = PROCESO EXOTERMICO 34 Entropía e información biológica La segunda ley de la termodinámica sostiene que todos los procesos que ocurren en el universo se realizan de manera que siempre aumenta el desorden, y por tanto la entropía. La entropía de un sistema puede verse como una medida del desorden de sus componentes (por ejemplo, de sus moléculas, etc…). La segunda ley de la termodinámica sostiene que todos los procesos que ocurren en el universo se realizan de manera que siempre aumenta el desorden, y por tanto la entropía, a nivel global, aunque no necesariamente a nivel local, esto es en un espacio pequeño y/o un intervalo de tiempo pequeño. Es decir, las transformaciones e intercambios energéticos suceden de manera que, a la larga (dentro de un tiempo razonable), siempre aumenta la entropía total del sistema y su entorno. Esta segunda ley de la termodinámica podría parecer contradictoria con la existencia de los organismos vivos porque estos están altamente organizados. Y por eso viene el dilema de si con su existencia están contraviniendo ese principio de la termodinámica. Pero la respuesta es que no, no existe ninguna contradicción. Y la explicación está en que todos los organismos vivos, ya sean bacterias, plantas o animales, extraen energía de sus alrededores, por ejemplo, obtienen energía de la combustión de materia orgánica, para aumentar y mantener su compleja organización. Por esta razón en los seres vivos disminuye la entropía, pero ese orden de sus componentes, esa disminución de la entropía, se mantiene aumentando la entropía a su alrededor. todas las formas de vida, más los productos de desecho de sus metabolismos, tienen un aumento neto de la entropía. Más aun, para sostener la vida hay que aportar energía dentro del ser vivo. Si se deja de hacerlo, el organismo muere pronto y tiende siempre hacia la destrucción del orden que tenía, es decir hacia el desorden o aumento de entropía. 35 El secreto de la vida es el control, nada sucede al azar, incluso se controla la mayoría de procesos espontáneos. Lo mismo sucede en las reacciones químicas, sean endotérmicas o exotérmicas, ninguna es producto del azar, las reacciones químicas en los sistemas vivos no dependen exclusivamente del movimiento aleatorio de las moléculas, cada reacción química está controlada por una enzima específica que abate la barrera de reacción y ahorra energía. En los sistemas vivos no hay reacciones inútiles. Otra manera en que los sistemas vivos evitan el calentamiento y el desorden, es cuando simultáneamente se realizan reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas. La energía que necesita una se la proporciona la otra; la reacción endotérmica aprovecha la energía liberada por la exotérmica. Esto puede hacerse gracias a las enzimas que controlan a las reacciones químicas de transferencia de energía y a las coenzimas que colaboran con ellas. En síntesis, en las células no hay liberaciones de energía explosivas, solo hay transferencias de energía controladas por enzimas y sus coenzimas. Transformaciones energéticas en el organismo animal Un paralelo fascinante entre la vida vegetal y animal está en el uso de pequeñas fábricas de energía dentro de las células para manejar los procesos de transformación de energía necesarios para la vida. Tanto las células animales como las vegetales contienen mitocondria y las plantas tienen fábricas de energía adicionales llamadas cloroplastos. Los cloroplastos recolectan energía del sol y usan dióxido de carbono y agua en el proceso llamado fotosíntesis para producir azúcares. Los animales pueden hacer uso de los azúcares proporcionados por las plantas en sus propias fábricas de energía celular, las mitocondrias. Estas fábricas de energía producen una moneda energética versátil en forma de trifosfato de adenosina (ATP). Esta molécula de alta energía almacena la energía que necesitamos para hacer casi todo lo que hacemos. El ciclo de la energía para la vida es alimentado por el Sol. El producto final principal para las plantas y los animales es la molécula altamente energética como el ATP. Estas moléculas almacenan 36 suficiente energía disponible de inmediato, para permitir que las plantas y los animales puedan satisfacer sus necesidades de trabajo. Heterótrofos: estos obtienen la energía de otros seres vivos, a los que ingieren para alimentarse. Nutrición holozoica: nutrición heterótrofa en la que la materia orgánica ingerida está en estado sólido. Mayoría de los animales: fitófagos, (herbívoros, frugívoros) Nutrición saprofita: nutrición heterótrofa en la que la materia está en descomposición. Organismos acuáticos: macrófagos, fuente de alimentación está formada por microorganismos y partículas coloidales; muchos de ellos presentan estructuras filtradoras. Los seres vivos dependen de intercambios constantes de materia y energía con su entorno para mantener sus funciones vitales. Estos intercambios son fundamentales para procesos como la nutrición, el metabolismo, la respiración y la reproducción. Intercambio de Materia: 37  1. Nutrición: Los organismos obtienen nutrientes del ambiente. Las plantas, por ejemplo, absorben agua y minerales del suelo, mientras que los animales ingieren alimentos. 2. Respiración: Los seres vivos intercambian gases con su entorno. Los animales inhalan oxígeno y exhalan dióxido de carbono, mientras que las plantas realizan la fotosíntesis, absorbiendo dióxido de carbono y liberando oxígeno2. 3. Excreción: Los desechos metabólicos son eliminados del cuerpo para mantener el equilibrio interno. Intercambio de Energía: 1. Fotosíntesis: Las plantas capturan la energía solar y la convierten en energía química almacenada en glucosa. Este proceso es esencial para la vida en la Tierra, ya que proporciona la base de la cadena alimentaria2. 2. Respiración Celular: Los organismos descomponen la glucosa para liberar energía utilizable en forma de ATP (adenosín trifosfato). Este proceso ocurre en las mitocondrias de las células3. 3. Termorregulación: Los animales regulan su temperatura corporal mediante la producción y disipación de calor, lo que implica un intercambio constante de energía con el entorno3. Importancia del Equilibrio: El equilibrio entre la entrada y salida de materia y energía es crucial para la homeostasis, que es la capacidad de los organismos para mantener un ambiente interno estable a pesar de los cambios externos. Ejemplo Práctico: Ecosistemas: En un ecosistema, los productores (plantas) capturan energía solar y la convierten en biomasa. Los consumidores (animales) obtienen energía al alimentarse de los productores o de otros consumidores. Los descomponedores 38 (hongos y bacterias) reciclan la materia al descomponer los restos orgánicos, liberando nutrientes de vuelta al suelo. 39