Hola chicos
Espero que esta parte del curso no les sea tan complicada.
Esta parte corresponde a la tercera unidad cuyo tema es termodinámica.
Les envío el temario de esta unidad y algunas ligas
Saludos
Arcelia

https://docs.google.com/file/d/0B5B4cba4t9V_SlRmTks2cngtUEk/edit

Lectura

Hola chicos
Les envío información sobre la Primera Ley de la termodinámica.
Espero que esta información les sea útil y de fácil comprensión, infórmenme vía Skype si tienen alguna duda para que la aclaremos por el mismo medio, me pueden encontrar como: arcelia.ramirez.llamas

Saludos, que la vida les sea leve y sean felices
Arcelia

Primera ley de la termodinámica 

Conceptos básicos de la termodinámica

3.         LA ENERGÍA, LA REACIÓN QUÍMICA Y LA VIDA

La vida de todo ser viviente depende fundamentalmente de la energía que obtiene a través de los alimentos Esta gran dependencia de la energía nos obliga a conocer  las leyes que rigen las transformaciones químicas, los cambios de energía durante los procesos físicos, químicos y biológicos, los aportes energéticos de las diferentes clases de alimentos, así como los requerimientos para que se den dichas transformaciones.

SISTEMAS, ALREDEDORES Y PAREDES O FRONTERAS

Sistema es una porción aislada o limitada del universo que se somete a investigación en un experimento; todos los demás objetos  que pueden actuar sobre el sistema  se denominan alrededores o medio ambiente del sistema. La pared o frontera es el medio que separa a un sistema de sus alrededores. Por ejemplo, cuando se efectúa una reacción química entre soluciones acuosas en un vaso de precipitados, el contenido del vaso es lo que constituye el sistema; el vaso constituye la pared mientras que al aire o a cualquier otra cosa  en las vecindades se les llama los alrededores o medio ambiente del sistema.

Las paredes que separan a un sistema de sus alrededores se clasifican en: permeables o impermeables, dependiendo de si permiten o no el intercambio de materia; rígidas o no rígidas, (es decir, móviles, como un émbolo) y diatérmicas o adiabáticas dependiendo de si permiten o no el intercambio de calor. 

Dependiendo de las paredes, los sistemas se clasifican en abiertos, cerrados y aislados. 

Un sistema abierto es el que puede intercambiar tanto materia como energía con sus alrededores. Cuando el sistema no puede intercambiar materia con sus alrededores y sólo puede intercambiar energía o trabajo, se denomina cerrado. El sistema que no puede intercambiar ni energía ni materia con sus alrededores se denomina aislado.

SISTEMAS HOMOGÉNEOS Y HETEROGÉNEOS

Según el número de fases los sistemas pueden ser  homogéneos o heterogéneos. Un sistema homogéneo es el que contiene una sola fase y el sistema heterogéneo contiene más de una fase. Una fase se define como una porción uniforme de un sistema, físicamente distinta del resto del sistema y separada por fronteras bien definidas, además, puede separarse mecánicamente.  Por ejemplo, el sistema hielo y agua, contenido en un vaso, está constituido por dos fases: la sólida, el hielo y la líquida, el agua. A la frontera entre dos fases se le denomina interfase. En el caso del hielo y el agua, la frontera entre el agua y el hielo es la interfase.

ESTADOS Y FUNCIONES DE ESTADO

Estado de un sistema es la descripción del estado del  sistema y se encuentra definido cuando cada una de sus propiedades tiene un valor determinado. Para poder especificar sin ambigüedades el estado de un sistema, es necesario que el sistema esté en equilibrio termodinámico. Esto implica que la temperatura, la densidad, la presión, etc. sean uniformes a través de todo el sistema.

En termodinámica se estudian los cambios de estado de un sistema. Las propiedades macroscópicas que definen el estado de un sistema como la composición, la temperatura, la energía, el volumen, etc., se denominan variables de estado o funciones de estado ya que son propiedades que sólo dependen  del estado en que se encuentra el sistema y no de cómo se llegó a ese estado. Para definir el estado de un sistema sólo son necesarias cuatro propiedades: masa, volumen, presión y temperatura.  En la ecuación PV=nRT, el número de moles, la presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado y están relacionadas entre si mediante la ecuación matemática anterior, que recibe el nombre de ecuación de estado del gas ideal. Sólo se necesitan tres de estas variables para describir el estado; la cuarta puede calcularse a partir de la ecuación de estado. Una vez que se especifica el estado del sistema, dando valores a unas pocas funciones de estado, todas las demás funciones de estado queden fijadas. La energía también es una función de estado y existen muchas otras. La termodinámica  no considera al tiempo como variable; lo único que requiere es que las propiedades  se midan cuando el sistema ha alcanzado  el equilibrio.

CAMBIOS DE ESTADO

Cuando se altera el estado de un  sistema, la variación que experimenta cualquier función de estado sólo depende de los estados inicial y final del sistema, y no de la forma en que se produce el cambio. Por ejemplo cuando cambia el volumen de un gas desde un volumen inicial V₁  hasta un volumen final V₂, cualquier valor intermedio  que pueda adquirir el volumen  durante el cambio desde V₁ a V₂ carece de importancia y la variación  del volumen   DV está dada por:

                                           DV =  V₂ –V₁

El símbolo   D   (delta) representa la variación de una magnitud y se calcula restando del valor  final el valor inicial de la magnitud.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.

La primera ley de la termodinámica se basa en la observación de que no puede crearse ni destruirse energía en un proceso físico o químico.

La energía es la capacidad para realizar un trabajo y se clasifica como cinética o de movimiento y potencial o almacenada. La energía puede transformarse de una forma a otra, pero la suma de  las energías cinética y potencial permanece constante, aún cuando una de las dos pueda aumentar o disminuir a expensas de la otra.

Si la energía se conserva, cualquier variación de la energía total  de un sistema tiene que ser compensada por una variación igual y opuesta de la energía de algún otro sistema. O sea, que la energía se puede transferir  pero nunca crear o destruir.

ENERGÍA INTERNA

La termodinámica trata solamente de las propiedades macroscópicas de la materia; sin embargo, buscamos una explicación desde el punto de vista atómico de lo que es la energía interna.

La energía interna de un sistema resulta, principalmente de la energía cinética de sus moléculas, de la energía potencial asociada con las fuerzas entre las moléculas, y de la energía cinética y potencial de los electrones y de los núcleos en las moléculas. Cuando cambia la energía interna de un sistema, cambian todas o algunas de las contribuciones a la energía.

CALOR Y TRABAJO

El calor es la energía transmitida a causa de una diferencia de temperatura  entre un sistema y sus alrededores. Los cambios de temperatura se pueden relacionar  con cambios de energía interna del sistema.

El trabajo es energía transmitida por medio de una conexión mecánica entre el sistema y sus alrededores. En termodinámica el trabajo tiene un sentido más amplio, que incluye además del trabajo mecánico, otros tipos de trabajo, como el eléctrico. En esta sección sólo se hará referencia al trabajo mecánico. El trabajo se puede definir como fuerza por distancia:

                                   w = F x d 

Para ejemplificarlo, supóngase un gas contenido en un cilindro a cierta temperatura, presión y volumen, con un pistón móvil,  libre de fricción y peso.

Si el gas se expande, empujará el pistón hacia arriba contra la presión atmosférica P que es constante. El trabajo realizado por el gas sobre los alrededores tiene signo menos ya que el sistema gaseoso fue el que realizó el trabajo al empujar el pistón contra la presión externa:

                                   w = ─ PΔV                              ΔV = V_f - ­ V_i

La ecuación anterior se explica al considerar que la  presión x  el volumen puede considerarse como (fuerza / área) x volumen

                                        

                                   P x V   =    F/d²    x     d³     =    F x d  =  w

                                                             Presión      volumen    

Cuando hay un incremento de volumen, el trabajo realizado por el sistema gaseoso depende de la magnitud de la presión externa. Si se realiza una expansión sin que exista una presión de oposición, es decir, contra el vacío, entonces el trabajo es nulo. 

Si se realiza un trabajo sobre sistema, éste gana una cantidad de energía, la cual, en el caso de no haber pérdidas por fricción que produzcan una pérdida por calor, es exactamente equivalente a la cantidad de trabajo que se realizó.

La unidad que resulta al multiplicar presión x volumen es L atm, esta expresión es menos familiar, puesto que el trabajo o la energía se expresan habitualmente en unidades de, joules o calorías. Una atmósfera litro de trabajo es equivalente: 

1 L atm = 101.3 J  =  24.2 calorías

La unidad de energía del sistema internacional  (SI) es el Joule, se define como la fuerza de un Newton que actúa a lo largo de un metro. La unidad de energía empleada con anterioridad era la caloría. Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado Celsius un gramo de agua de 14.5 ºC a 15.5 ºC. La equivalencia entre caloría y Joules es:

                                               1 cal = 4.18 Joules  

ECUACIÓN DE LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Si se agrega una cantidad de calor  “q” a un sistema y no ocurre ningún otro cambio, la energía interna del sistema aumenta en una cantidad que es exactamente igual a la cantidad de calor suministrada.

                                                           ΔU  =  “q “

Si una cantidad de trabajo “w” se realiza sobre el sistema y no se transfiere calor a los alrededores, la cantidad de energía ganada, por el sistema, es igual al trabajo realizado.

                                               ΔU  = “w”

Por ejemplo, se puede aumentar la temperatura de un litro de agua en 5°C al suministrar calor al agua o realizar un trabajo con fricción, mediante un dispositivo como el de la figura siguiente:

En general, si se suministra calor “q” al sistema y al mismo tiempo se realiza una cantidad “w” de trabajo sobre éste, el aumento de energía interna está dado por:

                                   ΔU            =             q             +             w                                                                            cambio                   calor                  trabajo hecho

                               de energía              agregado             sobre el sistema

                                   interna

La ecuación anterior es la expresión matemática de la primera ley de la termodinámica.

En caso de que el sistema realice un trabajo sobre los alrededores, la energía interna de éste disminuye, como sucede con los gases que al expandirse empujan un pistón; en donde “w” es negativo y se tendrá:

                                   ΔU            =             q             –            w                                                                                       cambio de                            calor                            trabajo hecho

                                    energía               agregado             por el sistema

                         interna

Es importante tener presentes las convenciones relativas a los signos del calor y el trabajo:

            “q” positivo = calor absorbido o ganado por el sistema

            “q” negativo = calor desprendido o perdido por el sistema

            “w” positivo = trabajo realizado sobre el sistema

            “w” negativo = trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores

VARIACIÓN DE LA ENERGÍA INTERNA DURANTE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Cada sustancia tiene una energía  interna característica  que se conoce como  contenido energético. Cada mol de una sustancia  tiene un contenido energético  característico, de la misma manera que tiene  una masa característica. Al transformarse los reactivos  en productos durante un cambio químico, se desprende o se absorbe calor debido  a que el contenido energético  de las substancias respectivas  es diferente. Este intercambio energético  que acompaña a una reacción  química se denomina  calor de reacción y se determina experimentalmente. La siguiente gráfica muestra que el calor de reacción absorbido, cundo se descompone  un mol de agua, es igual al calor desprendido cuando se forma un mol de agua.

Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas.

Si en una reacción se desprende calor ,   ΔU es negativo, y significa que la energía de los productos es menor  que la energía de los reactivos, como sucede en  las reacciones de combustión. Las reacciones que desprenden calor se denominan exotérmicas.

ΔU  =  U _productos  – U _reactivos      ΔU  <  0

Si  ΔU es negativo, se desprende calor y la reacción es exotérmica.

Si durante una reacción se absorbe calor, ΔU es positivo y significa que la energía de los productos es mayor que la de los reactivos, como en la fotosíntesis. Las reacciones que absorben calor se llaman endotérmicas.

ΔU =  U _productos  – U _reactivos       ΔU > 0

Si ΔE es positivo, se absorbe calor y la reacción es endotérmica.

Mapa conceptual Primera ley de la termodinámica