Procesos Termodinámicos

La termodinámica se ha convertido en un elemento integral de nuestra vida diaria. Ya sea que esté en un automóvil, sentado cómodamente en una habitación con aire acondicionado o tomando una bebida fría del refrigerador, la termodinámica se usa prácticamente en todas partes, ya sea directa o indirectamente.

Cuando “Sadi Carnot”, el padre de la termodinámica, introdujo los teoremas y ciclos termodinámicos, pocos podrían haber predicho que sus ideas algún día jugarían un papel tan fundamental en la invención del vehículo, que se ha convertido en una parte esencial de nuestras vidas. Los ciclos termodinámicos fueron desarrollados aún más por Sterling Diesel, Otto y Ericson, lo que resultó en más inventos y mejoras en los automóviles. Antes de dirigirnos hacia los procesos termodinámicos, primero veremos algunos conceptos relacionados con la termodinámica.

Termodinámica

La rama de la ciencia que se ocupa de la transferencia de energía de una forma a otra, así como de la relación entre el calor y la temperatura, la energía y el trabajo realizado, se conoce como termodinámica. 

En otras palabras, la termodinámica es la rama de la ciencia que se ocupa del estudio de los efectos combinados del calor y el trabajo sobre los cambios en el estado de la materia regidos por principios termodinámicos.

Las leyes de la termodinámica se utilizan para transferir energía térmica relacionada con reacciones químicas en diferentes formas utilizables. La transformación de la energía se basa en el hecho de que la energía solo puede transformarse de una forma a otra y utilizarse en muchas industrias. Las reacciones químicas tienen energía unida a ellas, como todos sabemos. Las leyes de la termodinámica se ocupan de los cambios de energía que se producen durante una reacción, no del ritmo al que se produce la reacción.

Importancia de la termodinámica

• Ayuda a determinar si una reacción química puede ocurrir o no bajo un cierto conjunto de condiciones.
• Ayuda a pronosticar la gravedad de una reacción.

Sistema Termodinámico y el Entorno

Un sistema se define en termodinámica como la región del universo que se estudia y donde se realizan las observaciones. El medio ambiente y el universo interactúan entre sí y, según el tipo de sistema, se intercambian materia y energías. La clasificación de un sistema depende completamente del flujo de energía y materia que entra y sale de él. Hay dos tipos diferentes de sistemas:

1. Sistema abierto : un sistema abierto se define como uno en el que se intercambian energía y materia. Cuando se hierve agua en una estufa sin tapar, el recipiente actúa como un sistema abierto ya que recibe energía térmica de una fuente externa y el material que se descarga son vapores de agua.
2. Sistema cerrado : un sistema cerrado es aquel en el que solo la energía, en lugar de la materia, puede intercambiarse con el medio ambiente. Alternativamente, un sistema cerrado puede describirse como que tiene una cantidad constante de materia, siendo la única variable la energía del sistema. Cuando guardamos una botella de agua de protección en la nevera, por ejemplo, la pérdida de energía hacia el medio ambiente hace que baje la temperatura del agua dentro de la botella, a pesar de que la cantidad de agua en la botella se mantiene constante.
3. Sistema aislado : cuando un sistema está aislado, no se puede intercambiar energía ni materia entre él y el medio ambiente. Un termo es un ejemplo de un sistema aislado.

Primera Ley de la Termodinámica

La primera ley de la termodinámica es la ley universal de conservación de la energía que se aplica a todos los sistemas. “El cambio de energía térmica total en cada sistema es la suma del cambio de energía interna y el trabajo realizado”, dice esta ley. Cuando se aplica cierta cantidad de calor, dQ, a un sistema, una parte se utiliza para aumentar la energía interna, dU, y una parte se utiliza para realizar trabajo externo, dW, lo que da como resultado dQ = dU + dW.

La capacidad calorífica específica de los gases está determinada por el procedimiento o las condiciones en las que se transfiere la capacidad calorífica. Para el gas, existen principalmente dos tipos de capacidades caloríficas específicas. La capacidad calorífica específica a volumen constante y la capacidad calorífica específica a presión constante son los dos tipos de capacidad calorífica específica.

Podemos identificar una relación entre dos temperaturas primarias específicas de un gas ideal usando la Primera Ley de la Termodinámica. Cp-C = R, según la relación. Las temperaturas específicas molares Cp y C se calculan en condiciones de presión constante y volumen constante, respectivamente.

Cp > C indica que la capacidad calorífica específica de un gas a presión constante es mayor que su capacidad calorífica específica a volumen constante. La razón de esto es que cuando se entrega calor a un gas a un volumen constante, el gas no realiza trabajo contra la presión externa y toda la energía se usa para elevar la temperatura del gas. Cuando se aplica calor a un gas a presión constante, el volumen del gas aumenta y la energía térmica se usa para elevar la temperatura del gas y para realizar trabajo contra la presión externa. El equivalente térmico del esfuerzo realizado al expandir el gas contra la presión externa es la diferencia entre los dos calores específicos.

Procesos Termodinámicos

Analicemos los siguientes procesos termodinámicos en profundidad de la siguiente manera:

1. Procesos cuasiestáticos

La divergencia de un sistema de su equilibrio termodinámico en un proceso cuasiestático es infinitesimalmente pequeña. Los estados de equilibrio son todos los estados por los que pasa un sistema a lo largo de una operación cuasi-estática.

Considere un sistema en el que el gas está encerrado en un cilindro con un pistón en movimiento; si se empuja el pistón a una velocidad infinitamente lenta, el sistema permanecerá en un estado de reposo todo el tiempo y el proceso puede clasificarse como casi estático.

La lentitud evanescente del proceso es una propiedad clave de los procesos cuasiestáticos. Durante un proceso cuasiestático, el sistema siempre está infinitesimalmente cerca del equilibrio termodinámico. El concepto de un proceso cuasiestático es idealista y sus condiciones nunca pueden cumplirse con precisión en los hechos. En la práctica, los procesos que son lo suficientemente lentos y no requieren un movimiento acelerado del pistón, un gran gradiente de temperatura u otros factores similares son una buena aproximación a un proceso cuasiestático ideal. A menos que se indique lo contrario, los procesos a continuación definen exclusivamente procesos cuasiestáticos.

2. Proceso isotérmico

La temperatura del sistema permanece constante a lo largo de un proceso isotérmico. 

La ley de Boyle establece que la presión de una masa dada de gas varía inversamente con su volumen cuando PV=constante. No hay cambio de temperatura en un proceso isotérmico ya que la energía interna de un gas ideal depende solo de la temperatura, por lo tanto, no hay cambio de energía interna. Como resultado, U=0 y Q=W se derivan de la Primera Ley de la Termodinámica. Como resultado, el calor agregado (o extraído) del sistema es igual al trabajo realizado por (o sobre) el sistema durante el proceso isotérmico. A continuación se muestra un diagrama PV para el proceso isotérmico.

3. Proceso adiabático

Un proceso adiabático es aquel en el que no entra ni sale calor de un sistema. Para todo proceso adiabático: ΔQ=0.

El flujo de calor se puede evitar cubriendo el sistema con una capa gruesa de material aislante del calor, como corcho o amianto. El flujo de calor toma una cierta cantidad de tiempo, por lo que si un proceso se completa rápidamente, será esencialmente adiabático. Cuando aplicamos la primera ley a un proceso adiabático, obtenemos, 

ΔU = U ₂ −U ₁ = − Δ W

Esto pertenece al proceso adiabático. El cambio en la energía interna de un sistema en un proceso adiabático es proporcional al trabajo realizado por el sistema. Cuando se realiza trabajo sobre el sistema, se contrae y ΔW se vuelve negativo. y la energía interna del sistema crece en la misma cantidad que el trabajo realizado sobre él, y la temperatura del sistema aumenta.

Si el sistema realiza la tarea, ΔW es negativo. La energía interna de los sistemas se reduce, lo que resulta en una caída de temperatura. La relación entre Presión y Volumen en un proceso adiabático con gas ideal está dada por,

PV = γ = constante  

donde γ=Cp/Cv. Si un gas ideal cambia de estado adiabáticamente de (P ₁ , V ₁ ) a (P ₂ , V ₂ ): 

P ₁ V ₁ = P ₂ V ₂

El diagrama PV para la adiabática es,

4. Proceso isocórico

El volumen del sistema permanece descargado durante una fase isocórica, es decir, ΔV = 0.

Cuando el volumen no cambia, no se realiza trabajo, ΔW = 0, por lo que se viola la primera ley de la termodinámica. 

U ₂ -U ₁ = ΔU = ΔQ

Todo el calor entregado al sistema se ha utilizado para aumentar la energía interna del sistema. La ecuación que vincula P, V y T en un proceso isocórico produce, P/T=constante, es decir, a medida que aumenta la temperatura, aumenta la presión. Diagrama PV del proceso isocórico.

5. Proceso isobárico

El proceso isobárico se refiere a un proceso que ocurre a presión constante.

Podemos ver a partir de esta ecuación que el trabajo realizado en el proceso isobárico es W=P(V2-V1)= n R(T2-T1) donde la presión se mantiene en un nivel constante. La cantidad de calor suministrado al sistema se divide entre el aumento de la temperatura y el trabajo en este proceso, es decir 

ΔQ = ΔU + ΔW

La ecuación que une P, V y T para un proceso isobárico es V/T=constante, es decir, a medida que aumenta la temperatura, aumenta el volumen. El diagrama PV del proceso isobárico se puede dibujar como,

Proceso cíclico

El sistema vuelve a su condición inicial en un proceso cíclico. Dado que el sistema ha vuelto a su estado inicial, no ha habido cambios en la energía interna ΔU=0. Aquí, en este proceso, el calor total absorbido es igual al trabajo total realizado por el sistema, es decir

ΔQ = ΔW

El diagrama PV del proceso cíclico se puede dibujar como,

Problemas de muestra

Problema 1: Calcular el número de kilojulios de calor necesarios para elevar la temperatura de 60 g de aluminio de 35 a 55 grados centígrados. El aluminio tiene una capacidad calorífica molar de 24 J mol ^-1 K ^-1 . 

Solución:

No. de moles de Al (m) = (60 g)/(27 g mol ^-1 ) = 2,22 mol

Capacidad calorífica molar (C) = 24 J mol ^-1 K ^-1 .

Aumento de temperatura (∆T) = 55 – 35 = 20 °C = 20 K

Calor desprendido (q) = C xmx T = (24 J mol ^-1 K ^-1 ) x (2,22 mol) x (20 K)

= 1065,6 J 

Problema 2: Para un sistema aislado ∆U = 0; ¿Cuál será ∆S? 

Solución:

Un sistema aislado no tiene cambio en la energía interna (∆U) ya que no intercambia energía con su entorno. En el caso de una reacción espontánea, sin embargo, la entropía tiende a crecer. Como resultado, ∆S > 0 o positivo.

Problema 3: Escribe las limitaciones de la Termodinámica.

Responder

Las limitaciones de la termodinámica son;

• Ayuda en la predicción de la viabilidad de un proceso, pero no proporciona información sobre la velocidad de reacción.
• Simplemente analiza los estados inicial y final de un sistema, pero no entra en detalles sobre el mecanismo del proceso.

Problema 4: ¿Define la primera ley del movimiento?

Solución:

El calor es un tipo de energía, según la Primera Ley de la Termodinámica, por lo que los procesos termodinámicos están sujetos al concepto de conservación de la energía. La energía térmica no puede crearse ni destruirse de esta manera. Sin embargo, se puede mover de un lugar a otro y cambiar dentro y fuera de diferentes tipos de energía. 

La primera ley de la termodinámica tiene la siguiente ecuación:

ΔU = q + W

dónde,

• ΔU es el cambio en la energía interna del sistema.
• q denota la suma algebraica de la transmisión de calor entre el sistema y el medio ambiente.
• W representa la relación de trabajo del sistema con su entorno.

Problema 5: En un sistema, la presión de un gas permanece constante. Se pierde un total de 45 J de calor en el ambiente alrededor del sistema. El sistema recibe 450 J de trabajo. ¿Cuál es la energía interna del sistema?

Solución:

Conocemos esa ecuación de la primera ley del movimiento;

ΔU = q+ w

ΔU = 45J + 450J

ΔU = 495J