Resúmen de química general

Termoquímica II: Introducción a la termodinámica.

Introducción a la termodinámica

La termodinámica es el estudio de la conversión del calor a otras expresiones de la energía. Los sistemas tienen propiedades macroscópicas, como la composición, energía, temperatura, presión y volumen. Los valores  que estas propiedades tienen en conjunto se les llama estado del sistema. La termodinámica se encarga de estudiar los cambios de estado que tiene el sistema.

Las propiedades macroscópicas antes mencionadas también son llamadas funciones de estado. Una función de estado es una propiedad determinada por el estado del sistema en un punto dado, no tomando en cuenta como se llegó a dicho punto.

Un sistema en un estado inicial de temperatura 20 °C; al sufrir una transformación  llega a a un estado final donde la temperatura es 50°C. No importa que camino se tomó, la función  únicamente depende de los estados inicial y final del sistema.

La función de estado del ejemplo anterior queda escrita matemáticamente de esta forma:

ΔT= Tf – Ti

= 50°C – 20°C

= 30°C

Donde Tf y Ti son las temperaturas de los estados final e inicial respectivamente.

Primera ley de la termodinámica

Esta ley basada en el principio de conservación de la energía establece que: “La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir”.

La primera ley de la termodinámica es fácil de comprobar ya que no se requiere medir la energía total del universo, tan solo se necesita medir el cambio de energía interna entre los estados final e inicial de un sistema. Este cambio está dado por la siguiente ecuación:

ΔE=Ef-Ei

La energía interna del sistema tiene dos componentes, la energía cinética y la energía potencial. La primera está representada en los distintos tipos de movimientos moleculares y de los electrones dentro de las moléculas. La energía potencial expresada por las fuerzas intermoleculares e  intramoleculares.

Analicemos la siguiente reacción:

S(s) + O2 (g) ­­———> SO2 (g)

El sistema de estudio tiene en su estado inicial a los reactivos azufre y oxígeno, y en el final al producto  SO2. 

El cambio en el contenido de energía del sistema está dado por la ecuación:

ΔE= E(productos) – E(reactivos)

= E(1 mol SO2 (g)) – E(1 mol S(2) + O2 (g))

Debido a que esta reacción desprende energía en forma de calor la energía del producto es menor que la de los reactivos, Así el ΔE es negativo.

La liberación de la energía en la reacción significa que una parte de la energía química de las moléculas se está transformando en energía térmica. Así la energía desprendida del sistema es absorbida por los alrededores, tal que la energía del universo permanece constante.

ΔEsist +  ΔEalred = 0

ΔEsist = – ΔEalred

Trabajo y calor

Debido a que en la química solo se estudia el cambio de energía en el sistema de estudio y no en los alrededores, podemos reescribir la primera ley como:

ΔE= q + w

Donde q es el calor y w es el trabajo. Si q es positivo corresponde a un proceso endotérmico y si es negativo a uno exotérmico. Si w es positivo el trabajo es realizado de los alrededores al sistema y si es negativo el trabajo es realizado del sistema sobre los alrededores.

Tabla 1. Signos para calor y trabajo

ProcesoSigno
Trabajo realizado del sistema sobre los alrededores-
Trabajo realizado de los alrededores sobre el sistema+
Calor absorbido por el sistema de los alrededores (Endotérmico)+
Calor absorbido por los alrededores del sistema (Exotérmico)-

En artículos anteriores vimos que el trabajo es la fuerza que aplica por la longitud, sin embargo en la termodinámica, el trabajo es mucho más que eso.  Se incluye el trabajo mecánico, eléctrico o de superficie.

El calor  al igual que el trabajo no es una función de estado ya que no es una propiedad del sistema. En ambos casos sus valores dependen de la trayectoria que se siga y varían de acuerdo a ella.

Aplicaciones de la primera ley de la termodinámica

Si te gusta andar en bicicleta, alguna vez habrás tenido que inflar una llanta. Seguramente te percataste del efecto de calentamiento del pivote de la válvula. La acción seguida de bombear comprime el aire de la bomba y de la llanta. Debido a que el proceso es lo suficientemente rápido, se llega a la condición de que q=0 y ΔE= w. Como el trabajo se está realizando sobre el gas, el valor de w es positivo, presentándose un incremento de la energía. Ese cambio lo percibimos como un aumento en la temperatura.

Referencias

  1. Chang, Raymond, Química, 10ª Edición, McGraw Hill, México, 2010, Pág. 233-238.