martes, 4 de noviembre de 2008

Introducción a la termodinámica

Termodinámica

En casi toda la bibliografía disponible se define la Energía como la capacidad de producir trabajo. Más ajustadamente debemos decir que la energía se relaciona con la capacidad de producir trabajo, lo cual prefigura un concepto más amplio y adecuado.

Con este concepto presente podemos decir que la Termodinámica es el estudio de las transformaciones e intercambios de la energía.

Todas las formas de energía tienden en última instancia a pasar a calor. Ejemplos:

Energía química a calor, en una reacción química (más adelante veremos que esto no es tan general).

Energía eléctrica a Calor, cuando actúa a través de una resistencia, etc. De todos modos ya usted conoce un hecho general que vale la pena recalcarlo y que en termodinámica toma la forma de una ley: la energía se conserva.

Precisamente la Ley de conservación de la Energía es la primera ley de la termodinámica que la podemos enunciar de la siguiente manera: “si bien la energía se puede convertir de una forma en otra no puede ser creada ni destruida” o también “siempre que se produce una cantidad de una forma de energía debe desaparecer una cantidad exactamente equivalente de otras especies de energía”. Para la resolución de ejercicios debe recordar el Equivalente Mecánico del Calor:

1 caloría (energía calórica) = 4,183 Joules (E. mecánica)

Sistemas termodinámicos
Sistema es la porción delimitada y especificada del mundo físico, que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio o constituyen nuestro interés.

Necesitamos además definir entorno o medio ambiente el cual es la zona del universo que interactúa con el sistema. Esta última definición tiene su importancia ya que determina con una mayor rigurosidad lo que se debe entender por Entorno o Medio ambiente.

Saber cuál es la “zona (y sus límites) que interactúa” con el Sistema no siempre se pueden conocer en forma precisa, por ello en los esquemas que se observan más abajo, el Entorno se dibuja con líneas discontinuas.+



Gráfico número 1

El entorno es la zona del universo que interactúa con el sistema.

SISTEMA + ENTORNO (O MEDIO AMBIENTE) = UNIVERSO

Tipos de sistema
Aislado: no hay transferencia de masa o energía con el entorno.

Ej. : Un termo ideal (aislado y de paredes rígidas).

Cerrado: no transfiere masa pero sí energía en forma de calor, trabajo o radiación.

Ej. : Cualquier recipiente cerrado no ideal.

Abierto: transfiere masa y energía con su entorno.

Ej. : El cuerpo humano.

La mayoría de los sistemas en la vida real son abiertos, mientras que en el laboratorio la mayoría de los sistemas químicos son cerrados.

Primera ley o primer principio de la termodinámica
La Ley de Conservación de la Energía -que es una de las formas de expresión de la Primera Ley (o Primer Principio) de la Termodinámica-, se puede visualizar en una forma muy sencilla con los conceptos de energía acumulada y energía intercambiada o en proceso de intercambio o también energía en tránsito. ¿Qué significan cada una de estas expresiones? Veamos lo siguiente:

Se tiene un Sistema y su Entorno donde cada uno tendrá una cierta cantidad de energía (que no podemos conocer). A nosotros nos interesan sólo los cambios de energía que se produzcan en el sistema (no en el entorno o medio ambiente aun cuando este juega un papel fundamental para ello).

Obviamente Es (Energía del Sistema) puede ser mayor, menor o igual que Ema (Energía del Medio Ambiente) dependiendo ello de cada situación en particular, pero en determinado m om ento se producirá un “intercambio de energía, ∆EI” el cual se realizará por medio de calor y trabajo o por uno de ellos.

Graficamos esta situación de la siguiente forma:



Gráfico número 2

Luego de acuerdo al proceso que hemos visto el sistema puede haber ganado o perdido Energía, con lo cual el balance final sería:

Es final – Es inicial = ∑EI

o lo que es lo mismo

∆Es = ∑EI

Esta sencilla ecuación nos indica que la variación de Energía del Sistema (nuestro objetivo al analizar la primera ley) es igual a la suma algebraica de las energías intercambiadas o en proceso de intercambio, siendo la energía acumulada aquella que no participa en estos procesos.

Por otra parte si bien hay un intercambio de Energía entre Sistema-Medio Ambiente siempre se cumple la ley de conservación de la energía ya que:

1.- antes del intercambio: Esi + Emai = Euniverso

siendo i= inicial

2.- luego del intercambio: Esf + Emaf = Euniverso

siendo f= final

Donde: Esf - Esi = ∆Es = ∑Eintercambiadas

En am bos casos la energía del universo se mantiene constante.

Energía interna
La Energía Interna (E) se define en la bibliografía como todas las formas de energía de un sistema, distintas de las que resulten de su posición en el espacio (Energía potencial, que se supone constante).

Nosotros además agregamos que también se debe descartar la energía cinética global del sistema.

Entendemos como “Energía cinética Global” a la Energía que surge de la velocidad de traslación del sistema en su conjunto.

El cálculo absoluto de la Energía Interna (E) es hoy por hoy imposible; por eso a la Termodinámica clásica sólo le interesan los cambios de Energía. No obstante lo cual, es importante que el estudiante sepa que todas estas Energías tienen nombre y teóricamente podría llegar a ser posible su cálculo (aunque todavía algunas no se conocen lo suficiente).

Veamos los cuadros siguientes donde se indican los tipos de Energía en (por ej.)

1 mol de sustancia pura en ciertas condiciones de P y T.

Energías intramoleculares

1. Nuclear
2. Electrónica
3. Traslacional
4. Vibracional
5. Rotacional
(3, 4, y 5 son las Energías Térmicas)

Energías intermoleculares

1. Fuerzas de atracción interiónicas (sales)
2. Fuerzas de atracción Ion-dipolo
3. Unión por puente de hidrógeno
4. Fuerzas de atracción dipolo-dipolo
5. Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculas polarizables
6. Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos (London)
7. Fuerzas hidrofóbicas
8. Fuerzas de repulsión

También encontrará en alguna bibliografía, como sinónimo de uniones intermoleculares a los términos “fuerzas de Van der Waals”. Debe entenderse que esto se refiere a todas las fuerzas de atracción intermoleculares, excluyendo la unión por puente de hidrógeno (enlace de hidrógeno) y, obviamente, el enlace Ion-Ion que debe clasificarse como enlace de tipo iónico.

Cada sistema poseerá un cierto número de las mismas (no necesariamente todas), y para el cálculo final de la Energía Interna (E) se necesita saber el comportamiento de cada una de ellas. Ello, como es evidente resulta muy complicado, pero no lo es calcular una variación de energía interna (∆E) que no es otra cosa que la suma algebraica de las energías intercambiadas o en transito tratadas en la primera parte.

En un Sistema hay un cambio mensurable de Energía Interna (∆E) siem re que haya un intercambio de Energía, que va a estar dado por la cantidad de calor tomado del medio o cedido hacia él y el trabajo realizado por el sistema hacia el entorno o sobre el sistema por el entorno.

Para aplicar en los cálculos las variaciones de calor y trabajo se utiliza una convención, que tiene su lógica:

Calor Trabajo
Proceso Signo Proceso Signo
Endotérmico Positivo (+) Sobre el Sistema Positivo (+)
Exotérmico Negativo (-) Por el Sistema Negativo (-)

Con respecto al calor no habrá problemas de interpretación en cuanto a la convención. Para el trabajo, es evidente que si el entorno realiza un trabajo sobre el sistema éste verá aumentada su energía interna, de allí su signo positivo. Por el contrario si el sistema realiza un trabajo sobre el entorno, verá disminuida su energía interna, por ello su signo negativo.