Termodinamica

DEFINICIÓN DE CAPACIDAD CALORÍFICA, CALOR ESPECÍFICO, CALOR LATENTE, CALOR DE FORMACIÓN, ENTALPÍA Y ENTROPÍA.

DEFINICIONES

La química física es una ciencia que estudia los principios que rigen las propiedades y el comportamiento de los sistemas químicos. La termodinámica es un área de la química física, que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema (calor, trabajo, energía) y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. La termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia los cambios de energía (calor) en las reacciones o procesos químicos.

Un sistema es una parte específica del universo de interés para nosotros. El resto del universo externo al sistema se denomina entorno. Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema. Hay tres tipos de sistemas. Los sistemas abiertos pueden intercambiar masa y energía (por lo general en forma de calor) con su entorno. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente abierto. Los sistemas cerrados permiten la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente cerrado. Los sistemas aislados no permiten la transferencia ni de masa ni de energía. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente totalmente aislado.

El calor (q) es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de cualquier cantidad de masa a otra temperatura dada. Se expresa en joules (J). La temperatura es una propiedad que determina si dos sistemas están en equilibrio térmico o no. Dos sistemas en equilibrio térmico entre sí tienen la misma temperatura, pero ésta será distinta si no existe ese equilibrio.

El trabajo (w) que se efectúa al mover objetos contra una fuerza es igual producto de la fuerza (F), por la distancia (d) que recorre el objeto y se expresa en J:

w = F ´ d

La energía (E) es la capacidad para realizar trabajo o para transferir calor y se expresa en J. La energía no se puede ver, tocar, oler o pesar.

La energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. En general, la energía térmica se puede calcular a partir de mediciones de temperatura.

La energía química es una forma de energía almacenada entre las unidades estructurales de las sustancias; está determinada por el tipo y organización de los átomos de cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, se almacena o se convierte en otras formas de energía.

La energía también puede definirse en función de la posición relativa de un objeto con respecto a otros objetos. Esta forma de energía se denomina energía potencial. Es una energía que se encuentra almacenada y es el resultado de las atracciones y repulsiones que un objeto experimenta en relación a otros objetos. Por ejemplo, una piedra situada en la cima de una montaña tiene una mayor energía potencial y puede provocar un golpe mayor sobre el agua ubicada en el valle, que una piedra situada en la parte de abajo.

La energía cinética es la energía debida al movimiento de un objeto. La energía cinética de un objeto en movimiento depende tanto de la masa como de la velocidad del mismo.

Las funciones de estado son propiedades de un sistema que están determinadas por los estados inicial y final del sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. Por ejemplo, la presión, el volumen, la temperatura, la energía y la entalpía, son funciones de estado.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.

La energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes.

El cambio de energía interna (E) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos.

E = Efinal – Einicial

o

E = Eproductos – Ereactivos

Cuando Efinal > Einicial, el valor deE es positivo, indicando que el sistema ganó energía de su entorno. Se obtiene un E negativo cuando Efinal < Einicial, lo que indica que el sistema cedió energía a su entorno.

Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna. Este cambio está determinado por el calor (q) agregado o liberado del sistema, más el trabajo (w) realizado sobre o por el sistema:

E = q +w

En la Tabla 1 se muestra la relación entre los signos de q y w y el signo de E.

Tabla 1. Convenciones de signos y la relación entre q, w y E.

Convención de signo para q Signo de E = q +w

q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema

q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno

q > 0 y w > 0: E > 0

q > 0 y w < 0: el signo de E depende de las magnitudes de q y w

q < 0 y w > 0: el signo de E depende de las magnitudes de q y w

q < 0 y w < 0: E < 0

Convención de signo para w

w > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema

w < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno

Ejemplo 1. Calcula el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que el sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno.

Un proceso endotérmico es aquel en el que el sistema absorbe calor del entorno. Ejemplo:

Energía + 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

Un proceso exotérmico es aquel en el que el sistema libera calor al entorno. Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + energía

ENTALPÍA

La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción (H o qP) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J.

H = Hproductos – Hreactivos

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