Termodinámica: calor y temperatura

Para estudiar cualquier proceso, debemos definir qué parte del universo estamos analizando.

• Sistema: La parte específica del universo que es objeto de nuestro estudio (por ejemplo, el contenido de un tubo de ensayo).
• Entorno (o alrededores): Todo lo que no es el sistema y puede interactuar con él.
• Universo: El conjunto del sistema y el entorno.

Dependiendo de cómo interactúen con el entorno, los sistemas se clasifican en:

1. Abiertos: Intercambian materia y energía (ej. un vaso con agua caliente sin tapa).
2. Cerrados: Intercambian energía pero no intercambian materia (ej. una botella de agua cerrada).
3. Aislados: No intercambian ni materia ni energía (ej. un termo ideal).

Las variables de estado son magnitudes que definen la situación del sistema (P, V, T, n). Algunas son funciones de estado, lo que significa que su valor solo depende del estado inicial y final, y no del camino seguido para llegar a él (como la energía interna o la entalpía).

El Principio Cero de la Termodinámica establece que si dos sistemas A y B están en equilibrio térmico con un tercero C, entonces A y B están en equilibrio térmico entre sí. Esto permite definir la temperatura como una propiedad que igualan los cuerpos al alcanzar el equilibrio.

Desde un punto de vista microscópico, la temperatura es una medida de la energía cinética promedio de las partículas que componen el sistema. A mayor agitación molecular, mayor temperatura.

Escalas termométricas:

• Celsius (°C): Basada en los puntos de fusión (0 °C) y ebullición (100 °C) del agua.
• Kelvin (K): Es la escala absoluta del SI. El cero absoluto (0 K) es la temperatura teórica donde cesa todo movimiento molecular. $T(K) = t(^\circ C) + 273,15$

Casi todos los cuerpos aumentan su tamaño al aumentar la temperatura debido al incremento de la vibración atómica.

• Lineal: $\Delta L = L_0 \cdot \alpha \cdot \Delta T$ (predomina en una dimensión, como cables).
• Superficial: $\Delta S = S_0 \cdot \gamma \cdot \Delta T$ (donde $\gamma \approx 2\alpha$).
• Cúbica (Volumétrica): $\Delta V = V_0 \cdot \beta \cdot \Delta T$ (donde $\beta \approx 3\alpha$).

Comportamiento anómalo del agua: Entre 0 °C y 4 °C, el agua se contrae al calentarse y aumenta su densidad. Esto permite que el hielo flote y que la vida acuática sobreviva en invierno, ya que el agua más densa (a 4 °C) se queda en el fondo.

El calor (Q) no es algo que los cuerpos "tengan", sino una energía en tránsito que fluye espontáneamente desde un cuerpo a mayor temperatura hacia uno a menor temperatura.

• Energía interna (U): Es la suma de las energías de todas las partículas del sistema.
• Temperatura (T): Es una medida de la energía cinética media.

Unidades:

• Julio (J): Unidad del Sistema Internacional.
• Caloría (cal): Cantidad de calor necesaria para elevar 1 °C la temperatura de 1 g de agua. $1 \text{ cal} = 4,184 \text{ J}$

1. Conducción: Transferencia por contacto directo (típico en sólidos). Los metales tienen alta conductividad térmica.
2. Convección: Transferencia mediante el movimiento de un fluido (líquido o gas). Se forman corrientes de convección.
3. Radiación: Transferencia mediante ondas electromagnéticas. Es el único mecanismo que funciona en el vacío. La potencia radiada sigue la Ley de Stefan-Boltzmann: $P = \sigma \cdot A \cdot e \cdot T^4$.

Cuando un cuerpo recibe calor sin cambiar de estado, su temperatura aumenta según la ecuación fundamental de la calorimetría: $Q = m \cdot c_e \cdot \Delta T$ Donde $c_e$ es el calor específico (propiedad intensiva que indica la dificultad para calentar una sustancia). La capacidad calorífica ($C = m \cdot c_e$) es una propiedad extensiva.

En un sistema aislado, el calor cedido por el cuerpo caliente es igual al calor absorbido por el frío: $Q_{absorbido} = -Q_{cedido}$

Durante un cambio de estado, la temperatura de una sustancia pura permanece constante, ya que la energía térmica se emplea en romper las fuerzas intermoleculares en lugar de aumentar la energía cinética.

• Fusión: Sólido a líquido.
• Vaporización: Líquido a gas.
• Sublimación: Sólido a gas directamente.

Es la cantidad de energía por unidad de masa necesaria para cambiar de estado: $Q = m \cdot L$ Donde $L$ es el calor latente (de fusión $L_f$ o de vaporización $L_v$). ==Durante el cambio de fase, $\Delta T = 0$==.

• Humedad absoluta: Masa de vapor de agua por unidad de volumen de aire.
• Humedad relativa: Relación entre la presión parcial del vapor de agua y su presión de vapor saturado a esa temperatura.
• Punto de rocío: Temperatura a la que el vapor de agua comienza a condensarse.
• Evaporación vs Ebullición: La evaporación ocurre solo en la superficie y a cualquier temperatura; la ebullición afecta a toda la masa del líquido y ocurre a una temperatura fija para una presión dada.

La energía interna es una función de estado. Para un gas ideal, depende exclusivamente de la temperatura. En una reacción química, $\Delta U$ representa la diferencia entre la energía de los productos y la de los reactivos.

En química, el trabajo suele deberse a cambios de volumen contra una presión externa. $W = -P_{ext} \cdot \Delta V$ Criterio de signos (IUPAC):

• Energía que entra al sistema (Q > 0, W > 0) es positiva.
• Energía que sale del sistema (Q < 0, W < 0) es negativa.
• Nota: Si el sistema se expande, realiza trabajo sobre el entorno, por lo que $W$ es negativo.

Es una ley de conservación de la energía: $\Delta U = Q + W$ Procesos particulares:

• Isócoro (V constante): $\Delta V = 0 \implies W = 0 \implies \Delta U = Q_v$.
• Isóbaro (P constante): $\Delta U = Q_p - P \cdot \Delta V$.
• Adiabático (Q = 0): $\Delta U = W$.
• Isotermo (T constante): En gases ideales, $\Delta U = 0 \implies Q = -W$.

La mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión atmosférica constante. Definimos la entalpía (H) como: $H = U + P \cdot V \implies \Delta H = Q_p$

• Reacción Exotérmica: $\Delta H < 0$ (desprende calor).
• Reacción Endotérmica: $\Delta H > 0$ (absorbe calor).

Son ecuaciones balanceadas que incluyen el valor de $\Delta H$. Las condiciones estándar suelen ser 25 °C (298 K) y 1 atm. La Entalpía de formación estándar ($\Delta H_f^\circ$) es el calor intercambiado al formar 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en su estado natural más estable. Por convenio, $\Delta H_f^\circ$ de los elementos puros es cero.

Puesto que la entalpía es una función de estado, el $\Delta H$ de una reacción es el mismo tanto si ocurre en una etapa como en varias. $\Delta H_{reacción}^\circ = \sum n \cdot \Delta H_f^\circ(\text{productos}) - \sum m \cdot \Delta H_f^\circ(\text{reactivos})$

La entalpía de una reacción también puede estimarse mediante las energías necesarias para romper y formar enlaces: $\Delta H \approx \sum E_{enlaces\_rotos} - \sum E_{enlaces\_formados}$ Romper enlaces siempre requiere energía (proceso endotérmico), mientras que la formación de enlaces libera energía (proceso exotérmico).