Termodinámica

• Ciencia que estudia los intercambios energéticos que acompañan a los procesos físicos y químicos.
• Condiciones iniciales y finales de un cambio de estado.

Conceptos:

• Sistemas termodinámicos: parte del universo que se aísla para nuestro estudio.
• Frontera: separa el sistema del entorno y permite o evita la interacción entre el sistema y el entorno.
• Alrededor o entorno: lo que rodea el sistema y zona donde se produce algún intercambio con el sistema. Puede ser real o imaginario.
• Universo: lo conforman el sistema más el entorno.

Clasificación de los sistemas termodinámicos:

• Sistemas abiertos: donde ocurre un intercambio de materia y energía en el entorno.

Ej: olla de agua hirviendo, cuerpo humano, motor a combustión.

• Sistemas cerrados: donde sólo ocurre un intercambio de energía con el entorno. (la masa permanece intacta)

Ej: agua fría expuesta a T° ambiente, termómetro, el sol, televisores, ollas de presión

• Sistemas aislados: no existe intercambio ni de materia ni de energía con el entorno.

Ej: cajas fuertes, termos, trajes de neopreno, universo, alimentos enlatados

Propiedades:

• Propiedades físicas: factibles de medir sin cambiar identidad, como color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y dureza. No necesitan instrumentos para ser medidas.
• Propiedades químicas: cuando una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otra sustancia, como inflamabilidad, capacidad de sustancias para arder en presencia de oxígeno.
• Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de la muestra que se pueden medir, como masa, volumen, cantidad de sustancias, energías totales.
• Propiedades intensivas: no dependen de la cantidad de muestra, son propias del sistema, tales como energía interna específica, entalpía específica, entropía específica, temperatura, presión, volumen específico, densidad y punto de fusión. Ej: la densidad del agua es la misma si está concentrada en un litro y en un depósito gigante.

Clasificación de los sistemas termodinámicos:

• Sistema homogéneo: cuando las propiedades microscópicas intensivas en el sistema son idénticas, por ende tienen una sola fase. Ej: agua y disoluciones (tanto líquidas, sólidas y gaseosas), sal disuelta en agua.

• Sistema heterogéneo: cuando las propiedades microscópicas intensivas no son idénticas, contiene dos fases. Ej: Fe(s) y S(s), sustancias insolubles, suspensiones

• Sistema en equilibrio termodinámico: todos los puntos del sistema tienen el mismo valor y sus condiciones no cambian con el tiempo
• Sistema fuera de equilibrio: sus condiciones no cambian con el tiempo. Ej: sistemas turbulentos y vidrios.

Propiedades de un sistema:

• Función de estado: determinadas por el estado físico del sistema independiente, dependen de su estado inicial y su estado final.

Ej: energía, presión, volumen y temperatura.

x= Xfinal – Xinicial

Conceptos y unidades de energía: Potencial o capacidad para mover la materia:

1. Energía química: energía de enlace.
2. Energía cinética: energía asociada al movimiento. Ec=1/2 * 𝑚𝑣^2 (m= kg y v= m^2/ s^2) (= Joule)

3. Energía potencial: asociada a la posición del objeto o cuerpo Ep= mgh (m: kg, h=m, g= ms ^ -2) (=Joule)

Calor y trabajo:

• Trabajo: fuerza ejercida para mover un objeto, transferencia de energía entre sistema y entorno.
• w= F * d / En los gases la fórmula es: w= -P * x
• Expansión: si el volumen final es mayor al volumen inicial, trabajo ejecutado por el sistema sobre el alrededor *El sistema pierde energía: -Pv es negativa, entonces w es negativo.

• Comprensión: si el volumen final es mejor al volumen inicial, trabajo ejecutado sobre el sistema por el alrededor *El sistema gana energía: -PΔv es positivo, entonces w es positivo.

Existe trabajo eléctrico, químico, mecánico, mecánico de expansión (es importante en los procesos que intervienen los gases)

• Calor: cantidad de energía que se transfieren de los sistemas que se encuentran en diferentes temperaturas.
• Temperatura: medida del calor de un cuerpo (no la cantidad de calor)

Procesos exotérmicos y endotérmicos:

• Proceso exotérmico: proceso que cede calor al medio ambiente.
• Proceso endotérmico: que recibe o absorbe calor del medio ambiente.

Cambios de estados:

1. Ganancia de calor: Sólido a líquido: fusión / Líquido a gaseoso: vaporización / Sólido a gaseoso: sublimación progresiva

2. Pérdida de calor: Líquido a gaseoso: solidificación / Gaseoso a líquido: condensación / Gaseoso a sólido: sublimación regresiva

Transferencia de calor:

1. Conducción: entre cuerpos sólidos en contacto, mayor T   más calor traspasado.
2. Radiación: sin contacto, cuerpos calientes irradian calor y los fríos absorben.
3. Convección: se da en fluidos (líquidos o gases)

Calorimetría: Medición de flujo de calor, lo mide el calorímetro.

Capacidad calorífica: “Cantidad de calor necesaria para elevar su T° en 1K o 1°C” / + Capacidad calorífica + calor para elevar su temperatura

Calor específico: Cantidad de calor específico para elevar la T° de un gramo de la sustancia en 1°C

• Ce= Q/ m T (Q: calor transferido, m= gramo) /                     Calor: Q= m * Ce * T

Energía interna del sistema (primer principio)

• Suma de las energías potencial y cinética de las moléculas de gas que realizan trabajo.
• E. interna U: total de todas las energías de las partículas del sistema.
• ΔU= Ufinal – Uinicial
• ΔU + = ΔU final > ΔU inicial = el sistema gana energía de su entorno.
• ΔU – = ΔU < ΔU inicial = el sistema libera energía a su entorno.
• El calor y el trabajo pueden modificar la energía total de un sistema.

• “Variación E. interna de sist cerrado es la suma del calor dado o absorbido por el medio y el trabajo que este hace o se le aplica“
•  ΔU= Q + W
• Q>0 sist absorbe energía como calor.
• Q<0 sist transfiere energía como calor.
• W<0 sist realiza trabajo sobre el entorno.
• W >0 sist recibe trabajo realizado por el entorno