5. La primera ley de la termodinámica | 🔥 Termoquímica | Joseleg

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Hemos visto que la energía potencial de un sistema se puede convertir en energía cinética, y viceversa. También hemos visto que la energía puede transferirse de un lado a otro entre un sistema y sus alrededores en forma de trabajo y calor. Todas estas conversiones y transferencias proceden de acuerdo con una de las observaciones más importantes de la ciencia: la energía no se puede crear ni destruir. Cualquier energía que se pierde por un sistema debe ser ganada por los alrededores, y viceversa. Esta observación importante, que la energía se conserva, se conoce como la primera ley de la termodinámica. Para aplicar esta ley cuantitativamente, primero definamos la energía de un sistema con mayor precisión:

Energía interna

La energía interna, E, de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de los componentes del sistema:

Para el sistema de la Figura 4‑2, por ejemplo, la energía interna incluye no solo los movimientos e interacciones de las moléculas de H₂ y O₂, sino también los movimientos e interacciones de sus núcleos y electrones componentes. Generalmente no conocemos el valor numérico de la energía interna de un sistema. En termodinámica, estamos principalmente interesados en el cambio de energía entre dos momentos o estados arbitrarios ΔE (y, como veremos, también en otras cantidades) que acompaña a un cambio en el sistema.

Imagine que comenzamos con un sistema con una energía interna inicial E_i⁰. Luego, el sistema sufre un cambio, que podría implicar el trabajo realizado o la transferencia de calor. Después del cambio, la energía interna final del sistema es E_i. Definimos el cambio en la energía interna, denotado ΔE_i (leer "delta E de i"),  como la diferencia entre los estados inicial y final.

Generalmente no podemos determinar los valores reales de E_i  y E_i⁰ para ningún sistema de interés práctico. Sin embargo, podemos determinar el valor de ΔE_i experimentalmente aplicando la primera ley de la termodinámica.

Las cantidades termodinámicas como ΔE_i tienen tres partes: (1) un número y (2) una unidad, que juntas dan la magnitud del cambio, y (3) un signo que da la dirección.

👉 Se produce un valor positivo de ΔE_i cuando ΔE_i  > ΔE_i⁰, lo que indica que el sistema ha obtenido energía de su entorno.

👉 Se produce un valor negativo de ΔE_i cuando ΔE_i  < ΔE_i⁰, lo que indica que el sistema ha perdido energía en su entorno.

Observe que estamos discutiendo los puntos de vista del sistema en lugar de los del entorno al discutir los cambios de energía. Sin embargo, debemos recordar que cualquier aumento en la energía del sistema va acompañado de una disminución en la energía del entorno, y viceversa.

En una reacción química que no involucra situaciones de equilibrio, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el estado final se refiere a los productos. En la reacción:

Por ejemplo, el estado inicial es 2H₂(g) + O₂(g) y el estado final es el 2H₂O(l). Cuando el hidrógeno y el oxígeno forman agua a una temperatura dada, el sistema pierde energía en los alrededores. Debido a que el sistema pierde energía, la energía interna de los productos (estado final) es menor que la de los reactivos (estado inicial), y ΔE para el proceso es negativo.

Cambio de energía, trabajo y calor

Un sistema puede intercambiar energía con su entorno de dos maneras generales: como calor o como trabajo. La energía interna de un sistema cambia en magnitud a medida que el calor se agrega o se elimina del sistema o cuando se realiza trabajo en el sistema. Si pensamos en la energía interna como la cuenta bancaria de energía del sistema, vemos que los depósitos o retiros se pueden hacer en forma de calor o en forma de trabajo. Los depósitos aumentan la energía del sistema (positivo ), mientras que los retiros disminuyen la energía del sistema (negativo ΔE).

Podemos usar estas ideas para escribir una expresión algebraica útil de la primera ley de la termodinámica. Cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el cambio que lo acompaña en la energía interna, ΔE, es la suma del calor agregado o liberado del sistema, Q, y el trabajo realizado en o por el sistema, W.

Cuando se agrega calor a un sistema o se realiza trabajo en un sistema, su energía interna aumenta. Por lo tanto,

👉 cuando el calor se transfiere al sistema desde los alrededores, Q tiene un valor positivo.

👉 cuando el trabajo se transfiere al sistema desde los alrededores, W tiene un valor positivo.

 Agregar calor al sistema es como hacer un depósito en la cuenta de energía: la energía del sistema aumenta. Del mismo modo, cuando el entorno realiza el trabajo en el sistema, W tiene un valor positivo. Por el contrario, tanto el calor perdido por el sistema hacia los alrededores como el trabajo realizado por el sistema en los alrededores tienen valores negativos; es decir, reducen la energía interna del sistema. Son retiros de energía y reducen la cantidad de energía en la cuenta del sistema.

👉Enunciado: El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro de embolo móvil es 462 J. Durante este proceso, hay una transferencia de calor de 128 J desde el gas al entorno. Calcula el cambio de energía para este proceso // Pulse aquí.

👉Enunciado: Un gas se expande y realiza un trabajo P-V en el entorno igual a 279 J. Al mismo tiempo, absorbe 216 J de calor del entorno. ¿Cuál es el cambio de energía del sistema? // Pulse aquí.

Procesos endotérmicos y exotérmicos

Debido a que la transferencia de calor hacia y desde el sistema es central para nuestra discusión en este capítulo, tenemos una terminología especial para indicar la dirección de la transferencia. Cuando ocurre un proceso en el cual el sistema absorbe calor, el proceso se llama endotérmico (endo significa "dentro"). Durante un proceso endotérmico, como la fusión del hielo, el calor fluye hacia el sistema desde su entorno. Si nosotros, como parte de los alrededores, tocamos un recipiente en el que se derrite el hielo, el recipiente se siente frío porque el calor ha pasado de nuestra mano al recipiente.

Un proceso en el que el sistema pierde calor se llama exotérmico (exo significa "fuera de"). Durante un proceso exotérmico, como la combustión de gasolina, el calor sale del sistema hacia los alrededores.

Funciones de estado

Aunque generalmente no tenemos forma de conocer el valor preciso de la energía interna de un sistema, , sí tiene un valor fijo para un conjunto dado de condiciones. Las condiciones que influyen en la energía interna incluyen la temperatura y la presión. Además, la energía interna de un sistema es proporcional a la cantidad total de materia en el sistema porque la energía es una propiedad extensiva.

Supongamos que definimos nuestro sistema como 50 g de agua a 25 °C. El sistema podría haber alcanzado este estado enfriando 50 g de agua de 100°C a 25 °C o derritiendo 50 g de hielo y posteriormente calentando el agua a 25 °C. La energía interna del agua a 25 °C es la misma en cualquier caso. La energía interna es un ejemplo de una función de estado, una propiedad de un sistema que se determina especificando la condición o estado del sistema (en términos de temperatura, presión, etc.). El valor de una función de estado depende solo del estado actual del sistema, no de la ruta que el sistema tomó para alcanzar ese estado. Como E es una función de estado, ∆E depende solo de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produce el cambio.

Una analogía puede ayudarlo a comprender la diferencia entre las cantidades que son funciones de estado y las que no lo son. Suponga que conduce desde una ciudad A, que está a 1551 metros sobre el nivel del mar, hasta una ciudad B, que está a 2640 metros sobre el nivel del mar. No importa qué ruta tome, el cambio de altitud es 1089 metros. La distancia que recorre, sin embargo, depende de su ruta. La altitud es análoga a una función de estado porque el cambio de altitud es independiente de la ruta tomada. La distancia recorrida no es una función de estado.

Algunas cantidades termodinámicas, como E, son funciones de estado. Otras cantidades, como Q y W, no lo son. Esto significa que, aunque ∆E = Q + W no depende de cómo se produce el cambio, las cantidades específicas de calor y trabajo dependen de la forma en que se produce el cambio. Por lo tanto, si cambia la ruta por la cual un sistema pasa de un estado inicial a un estado final aumenta el valor de Q, ese cambio de ruta también disminuirá el valor de W exactamente en la misma cantidad. El resultado es que ∆E es igual para las dos rutas.

Podemos ilustrar este principio utilizando una batería de linterna como nuestro sistema. A medida que la batería se descarga, su energía interna disminuye a medida que la energía almacenada en la batería se libera a los alrededores.

Figura 5‑1. La energía interna es una función de estado, pero el calor y el trabajo no lo son. (a) Una batería unida a un cable de calefacción pierde energía en los alrededores solo como calor; No se realiza ningún trabajo. (b) Una batería descargada a través de un motor pierde energía como trabajo (para hacer que el ventilador gire) y también pierde algo de energía como calor. El valor de ∆E es el mismo para ambos procesos, aunque los valores de Q y W en (a) son diferentes de los de (b).

En la Figura 5‑1, consideramos dos formas posibles de descargar la batería a temperatura constante. Si un cable de calefacción se une a la batería, no se realiza ningún trabajo porque nada se mueve contra una fuerza. Toda la energía perdida de la batería está en forma de calor. (El cable se calienta y libera calor a los alrededores.) Si la batería se usa para hacer girar el motor, la descarga produce trabajo. Se libera algo de calor, pero no tanto como cuando la batería está en un calefactor. Vemos que las magnitudes de Q y W deben ser diferentes para estos dos casos. Sin embargo, si los estados inicial y final de la batería son idénticos en los dos casos, entonces ∆E = Q + W debe ser el mismo en ambos casos porque E es una función de estado. Recuerde: ∆E depende solo de los estados inicial y final del sistema, no de la ruta específica tomada del estado inicial al final.