TERMODINAMICA
La
termodinámica es la rama de la física que estudia la transformación del calor
en trabajo y viceversa.
Primera ley:
El
calor suministrado a un sistema es igual a la suma del incremento en la energía
interna de éste y el trabajo realizado por el sistema sobre sus alrededores,
esto significa que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.
∆Q
=∆U + ∆W
Donde
∆Q= calor suministrado al sistema [cal, joule]
∆U= incremento en la energía del sistema [cal, joule]
∆W= trabajo realizado por el sistema [cal, joule]
El
signo ∆Q es positivo cuando el sistema se le suministra calor y es negativo si
el sistema cede calor; el signo ∆W es positivo cuando el sistema realiza
trabajo y negativo cuando el trabajo se realiza sobre él. Si el sistema incrementa
su temperatura, el signo ∆U es positivo, y si disminuye su temperatura es
negativo.1
Un
proceso térmico es adiabático si el sistema no recibe ni cede calor.
∆Q
=0 → ∆W = - ∆U
Un
proceso térmico es isocórico cuando el volumen del sistema permanece constante
y no se realiza trabajo alguno.
∆V = constante → ∆W = 0 → ∆Q = ∆U
Un
proceso es isobárico cuando la presión del sistema permanece constante.
Un
proceso térmico es isotérmico cuando la temperatura del sistema permanece
constante.
∆T = constante → ∆U = 0 → ∆Q = ∆W
Segunda ley:
Es
imposible construir una maquina térmica que transforme en su totalidad el calor
en energía y viceversa. Esto implica que no existe una maquina térmica que
opere al cien por ciento.
La
eficiencia de una maquina térmica es la relación entre el trabajo mecánico
producido y el calor suministrado
Energía libre de Gibbs:
Es la
energía útil disponible para efectuar un trabajo.
∆G =
∆H - T∆S
Donde
∆G = variación de la energía libre de Gibbs
∆H = variación de la entalpía
∆S = variación de la entropía
T = temperatura
Si,
∆G es + es un proceso
espontaneo
∆G es – es un proceso no espontaneo
∆G es 0 es un proceso en equilibrio
Entalpía:
Casi todos los cambios físicos
y químicos van acompañados por un desprendimiento o consumo de energía, y generalmente esta energía se
encuentra en forma de calor. La ganancia o pérdida de calor se puede atribuir a
un cambio en el contenido calorífico de las sustancias que toman parte en el
proceso. El contenido calorífico se llama entalpía y se simboliza con una letra
H. Mientras que la entalpia no se puede medir directamente, si se puede medir
el calor producido o consumido en una reacción química, que es la diferencia entre
la entalpia de los productos y la entalpia de los reactivos. A este cambio de
entalpía se le simboliza con ∆H (∆ significa cambio en), el cual se define como
la entalpia de los productos menos la entalpia de los reactivos:
∆H reacción = ∆H productos - ∆H reactivos = calor de la reacción
En una reacción donde se
absorbe calor; el contenido de calor o entalpía de los productos es mayor que
el de los reactivos; en consecuencia, el signo ∆H es positivo. Este tipo de
reacción se denomina endotérmica.
Cuando se libera calor en una
reacción en donde la entalpia de los productos es menor que la de los reactivos
y ∆H tiene signo negativo, es una reacción exotérmica.
Entropía:
Además de los cambios de calor
o entalpía, prácticamente todos los cambios físicos y químicos implican una
variación en el desorden relativo de los átomos, moléculas o iones implicados.
El desorden de un sistema se mide por medio de la entropía, y se simboliza con
la letra S.
∆S = ∆H/T
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