Principios Fundamentales de la Termodinámica: Energía, Calor y Sistemas

Termodinámica

Campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios microscópicos. Sus principios tienen importancia fundamental en todas las ramas de la ciencia e ingeniería.

Sistema Macroscópico

Conjunto de materia que se puede aislar y que coexiste con un entorno. Su estado se mide mediante propiedades como la temperatura, presión o volumen, que se conocen como variables de estado.

Leyes y Principios

Las leyes o principios de la termodinámica, descubiertos en el siglo XIX, determinan la naturaleza y los límites de todos los procesos termodinámicos.

Tipos de Sistemas Termodinámicos

Un sistema es una parte específica del universo de interés para nosotros. Hay 3 tipos de sistemas:

• Sistema abierto: Puede intercambiar masa y energía (por lo general en forma de calor) con su entorno.
• Sistema cerrado: Permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa.
• Sistema aislado: No permite la transferencia ni de masa ni de energía.

Variables y Funciones de Estado

Variables de Estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso. Ejemplos:

• Presión
• Temperatura
• Volumen
• Concentración

Funciones de Estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su valor solo depende del estado inicial y final, y no del camino desarrollado. Ejemplos de funciones de estado:

• Presión
• Temperatura
• Energía interna
• Entalpía

No lo son:

• Calor
• Trabajo

Energía: Primera Ley de la Termodinámica

Es la capacidad de hacer trabajo. Todas las formas de la energía son capaces de hacer trabajo, pero no todas ellas tienen la misma relevancia en la química.

Ley de la Conservación de la Energía: La energía no se crea ni se destruye; cuando una forma de energía desaparece, alguna otra forma de energía (de igual magnitud) debe aparecer.

Si se transfiere calor del entorno al sistema, Q es positivo (+). Por el contrario, si el sistema libera calor al ambiente, Q es negativo (-).

Calor (Q)

Es la energía en tránsito (movimiento) entre dos cuerpos o sistemas, proveniente de la existencia de una diferencia de temperatura entre ellos.

Unidades de Cantidad de Calor

Las unidades de cantidad de calor (Q) son las mismas unidades de trabajo (T).

• Caloría (cal): Es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 g de agua de 14,5 ºC a 15,5 ºC a la presión de 1 atm.
• 1 cal = 4,186 J
• 1 kcal = 1000 cal = 10³ cal
• 1 BTU = 252 cal

Calor cedido: Qc = Q / m

Capacidad Calorífica y Calor Específico

Capacidad Calorífica (C)

Es la relación entre la cantidad de calor (Q) recibida por un cuerpo y la variación de temperatura (ΔT) que este experimenta. La capacidad térmica es una característica de cada cuerpo y representa su capacidad de recibir o ceder calor variando su energía térmica.

Fórmula: C = Q / ΔT ---> Q = C x ΔT

Calor Específico (s o c)

Es la razón o cociente entre la capacidad térmica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo. La capacidad térmica depende de la masa y de la sustancia que constituye el cuerpo.

Fórmula: s = C / m ---> C = m x s (o c)

Nota: El calor específico del agua disminuye cuando la temperatura aumenta de 0ºC a 35ºC y crece cuando la temperatura es mayor a 35ºC.

Calor Específico de Algunas Sustancias (cal/gºC):

• Agua (H₂O): 1
• Hielo: 0,5
• Aire: 0,24
• Aluminio (Al): 0,217
• Plomo (Pb): 0,03
• Hierro (Fe): 0,114
• Latón: 0,094
• Mercurio (Hg): 0,033
• Cobre (Cu): 0,092
• Plata (Ag): 0,056

Calorimetría

Ecuación Fundamental de la Calorimetría

Relaciona el calor transferido con la masa, el calor específico y el cambio de temperatura.

Fórmula: s = Q / (m x ΔT) ---> Q = m x s x ΔT

Calor Sensible (Q_s)

Es la cantidad de calor recibida o cedida por un cuerpo al sufrir una variación de temperatura (ΔT) sin que haya cambiado de estado físico.

Fórmula: Q_s = m x s x ΔT

Calor Latente (Q_L)

Es aquel que causa en el cuerpo un cambio de estado físico sin que se produzca variación de temperatura (ΔT = 0), es decir, la temperatura permanece constante durante el cambio de fase.

Fórmula: Q_L = m x L (donde L es el calor latente específico de la sustancia para ese cambio de fase)

Principios de la Calorimetría

1. Cuando dos o más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico. Luego, considerando un sistema térmicamente aislado, la cantidad de calor recibida por unos es igual a la cantidad de calor cedida por otros (ΣQ_ganado = ΣQ_perdido).
2. La cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación es igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa.