Introducción a la Termodinámica: Conceptos Fundamentales

La Termodinámica es la ciencia que estudia la energía y sus transformaciones, así como las relaciones entre el calor, el trabajo y la energía interna. Se enfoca en las propiedades de las sustancias y los cambios energéticos que experimentan. Se aborda desde dos perspectivas principales:

• Enfoque Macroscópico (Clásico): Se centra en las propiedades globales y observables de la materia, sin considerar su estructura molecular.
• Enfoque Microscópico (Estadístico): Examina el comportamiento de las moléculas y átomos individuales para entender las propiedades macroscópicas.

Energía y sus Formas

La energía es la capacidad de realizar trabajo. Se manifiesta en diversas formas:

• Formas Macroscópicas:
  • Energía Cinética (E_cin): Asociada al movimiento global de un sistema.
  • Energía Potencial (E_pot): Asociada a la posición de un sistema en un campo (gravitacional, eléctrico, magnético).
  • Energía Eléctrica y Magnética: Relacionadas con campos eléctricos y magnéticos.
• Formas Microscópicas:
  • Energía Interna (U): Representa la suma de todas las formas de energía molecular (cinética y potencial de las moléculas, energía de enlaces).

La energía total (E) de un sistema se define como la suma de su energía interna, cinética y potencial: E = U + E_cin + E_pot.

La eficiencia de conversión se refiere a la proporción de energía útil obtenida respecto a la energía total suministrada.

Sistemas Termodinámicos y su Entorno

Un sistema termodinámico es la porción del universo que se selecciona para estudio. Todo lo que rodea al sistema se denomina entorno. La frontera es la superficie, real o imaginaria, fija o móvil, que separa el sistema de su entorno.

Los sistemas termodinámicos se clasifican en:

• Sistema Aislado: No intercambia masa ni energía con el entorno.
• Sistema Cerrado: Intercambia energía (calor o trabajo) pero no masa con el entorno. Su masa es constante.
• Sistema Abierto: Intercambia tanto masa como energía con el entorno.

Un volumen de control es una región espacial definida a través de la cual puede haber flujo de masa y energía, comúnmente utilizado para sistemas abiertos.

Propiedades Termodinámicas

Una propiedad es una característica medible de un sistema, que tiene un valor único en cada estado. Las propiedades se clasifican en:

• Propiedades Extensivas: Dependen del tamaño o masa total del sistema (son aditivas). Ejemplos: Volumen (V), Energía Interna (U), Masa (m).
• Propiedades Intensivas: Son independientes del tamaño o masa del sistema (su valor es el mismo en equilibrio en cualquier parte del sistema). Ejemplos: Presión (p), Temperatura (T), Volumen específico (v), Densidad (ρ).
• Propiedades Específicas: Son propiedades extensivas divididas por la masa, convirtiéndolas en intensivas (ej. volumen específico v = V/m).

Las propiedades principales incluyen:

• Presión (p): Fuerza normal por unidad de área (p = F/A).
• Volumen Específico (v): Volumen por unidad de masa (v = V/m).
• Densidad (ρ): Masa por unidad de volumen (ρ = m/V).
• Temperatura (T): Medida del nivel de energía molecular, indicando la dirección del flujo de calor y el estado de equilibrio térmico.

Estado y Equilibrio Termodinámico

El estado de un sistema es su condición definida por el conjunto de sus propiedades en un instante dado (una «foto instantánea»).

El equilibrio termodinámico se alcanza cuando no hay cambios en las propiedades del sistema con el tiempo, salvo por interacciones externas. Implica la coexistencia de varios tipos de equilibrio:

• Equilibrio Térmico: No hay diferencias de temperatura dentro del sistema.
• Equilibrio Mecánico: No hay cambios de presión con el tiempo.
• Equilibrio de Fases: La masa de cada fase permanece constante.
• Equilibrio Químico: La composición química no cambia con el tiempo.

Las propiedades solo pueden definirse para un sistema en equilibrio, ya que no cambian con el tiempo.

Una fase es una porción de materia homogénea en composición química y propiedades físicas.

Una sustancia pura es aquella que tiene una composición química homogénea y uniforme en todas sus fases.

Procesos y Ciclos Termodinámicos

Un proceso es cualquier cambio de un estado termodinámico a otro. La trayectoria es el camino seguido por el sistema durante un proceso.

Tipos de Procesos Termodinámicos

Los procesos se clasifican según la propiedad que se mantiene constante:

• Proceso Isotérmico: La temperatura (T) permanece constante (T = cte).
• Proceso Isobárico: La presión (p) permanece constante (p = cte).
• Proceso Isométrico o Isocórico: El volumen (V) permanece constante (V = cte).
• Proceso Adiabático: No hay transferencia de calor (Q = 0) entre el sistema y el entorno.
• Proceso Isentrópico: La entropía (S) permanece constante (S = cte). Es un proceso adiabático reversible.
• Proceso Isoentálpico: La entalpía (H) permanece constante (H = cte).

Proceso Cuasiestático y Reversibilidad

Un proceso cuasiestático es un proceso idealizado que ocurre de manera extremadamente lenta, de modo que el sistema se mantiene en un estado de equilibrio (o muy cercano a él) en cada instante. Esto permite representar el proceso en diagramas de propiedades como p-V o T-s.

Un proceso reversible es un proceso cuasiestático que, además, no presenta irreversibilidades (como fricción, expansión sin restricciones, transferencia de calor a través de una diferencia finita de temperatura). Un proceso reversible puede invertirse sin dejar rastro en el sistema ni en el entorno.

La fricción es una irreversibilidad que reduce el trabajo neto y aumenta la entropía del sistema.

Ciclos Termodinámicos

Un ciclo termodinámico es una serie de procesos que lleva al sistema de vuelta a su estado inicial. Son la base de las máquinas térmicas y los sistemas de refrigeración.

En un diagrama P-V, el área encerrada por la curva de un ciclo representa el trabajo neto realizado.

Funciones de Punto y de Trayectoria

Las funciones de punto (o propiedades de estado) dependen únicamente del estado inicial y final del sistema, no del camino seguido (ej. p, T, V, U, H, S).

Las funciones de trayectoria dependen de cómo se realiza el proceso, es decir, del camino seguido entre el estado inicial y final (ej. trabajo y calor).

Leyes Fundamentales de la Termodinámica

Ley Cero de la Termodinámica

Establece que si dos sistemas (A y B) están en equilibrio térmico con un tercer sistema (C), entonces A y B están en equilibrio térmico entre sí. Esta ley es la base para la medición de la temperatura.

Primera Ley de la Termodinámica (Conservación de la Energía)

La Primera Ley de la Termodinámica postula que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. Para un sistema cerrado, el cambio en la energía total del sistema (ΔE) es igual al calor neto transferido al sistema (Q) menos el trabajo neto realizado por el sistema (W): ΔE = Q – W.

El equivalente mecánico del calor demuestra la equivalencia entre calor y trabajo como formas de transferencia de energía.

Segunda Ley de la Termodinámica (Entropía e Irreversibilidad)

La Segunda Ley de la Termodinámica establece que, aunque la energía se conserva, no todas las transformaciones energéticas son posibles. Introduce el concepto de entropía (S), una medida del desorden o la aleatoriedad de un sistema. En un proceso real (irreversible), la entropía total del universo siempre aumenta (ΔS_universo > 0).

Temperatura y Escalas de Medición

La temperatura es una magnitud que indica el nivel de energía molecular de una sustancia y determina la dirección del flujo de calor (siempre de una región de mayor temperatura a una de menor temperatura hasta alcanzar el equilibrio térmico).

Escalas de Temperatura

Las escalas de temperatura se basan en puntos de referencia fijos. La escala termodinámica de temperatura es una escala universal que no depende de las propiedades de ninguna sustancia específica, basándose en la Segunda Ley de la Termodinámica.

El cero absoluto (0 K) es la temperatura mínima posible, donde las moléculas carecen de energía cinética.

La ITS-90 (Escala Internacional de Temperatura de 1990) es el estándar mundial para la medición precisa de la temperatura, definiendo puntos de referencia y métodos de interpolación.

Una propiedad termométrica es cualquier propiedad de una sustancia que varía de manera predecible con la temperatura y puede usarse para medirla.

Sustancias Puras y Gases Ideales

Sustancias Puras y Cambios de Fase

Una sustancia pura es homogénea en composición química y puede existir en varias fases (sólido, líquido, vapor) manteniendo su identidad química.

Los cambios de fase ocurren a temperaturas y presiones de saturación e incluyen:

• Vaporización: Transición de líquido a vapor.
• Fusión: Transición de sólido a líquido (y viceversa).
• Sublimación: Transición de sólido a vapor (y viceversa).

La calidad (x) es la fracción de masa de vapor en una mezcla líquido-vapor saturada, variando de 0 (líquido saturado) a 1 (vapor saturado).

Gases Ideales y Reales

Un gas ideal es un modelo simplificado que asume que las moléculas no tienen volumen y no interactúan entre sí. Es válido a bajas presiones y grandes volúmenes.

La ecuación del gas ideal integra las leyes de Boyle, Charles y Avogadro: PV = nRT (donde P es presión, V es volumen, n es número de moles, R es la constante universal de los gases, y T es temperatura absoluta).

Los gases reales se desvían del comportamiento ideal, especialmente a altas presiones o cerca de la condensación, debido a que sus moléculas tienen volumen y fuerzas intermoleculares.

El factor de compresibilidad (Z) mide la desviación de un gas real respecto al ideal, corrigiendo la ecuación del gas ideal a PV = ZnRT.

Diagramas de Propiedades y Tablas

Los diagramas de propiedades son herramientas visuales esenciales en termodinámica:

• Diagrama P-v (Presión-Volumen Específico): Útil para visualizar procesos de compresión y expansión.
• Diagrama T-v (Temperatura-Volumen Específico): Permite determinar la calidad (x) en la región de mezcla.
• Diagrama P-T (Presión-Temperatura): Muestra las regiones de fase (sólido, líquido, vapor) e incluye el punto triple (donde coexisten las tres fases) y el punto crítico (donde la distinción entre líquido y vapor desaparece, dando inicio al estado supercrítico).
• Superficie P-v-T: Una representación tridimensional que muestra todos los estados posibles, incluyendo la «cúpula» de la mezcla líquido-vapor.

Las tablas de propiedades proporcionan valores precisos de las propiedades termodinámicas para diversas sustancias, requiriendo el uso de la fase y la interpolación, especialmente para mezclas con calidad (x).

Transferencia de Energía: Calor y Trabajo

El calor (Q) y el trabajo (W) son las dos formas principales de transferencia de energía a través de la frontera de un sistema. No son propiedades del sistema, sino funciones de trayectoria, es decir, dependen del camino seguido durante un proceso.

Calor

El calor es la transferencia de energía que ocurre debido a una diferencia de temperatura. Siempre fluye de una región de mayor temperatura a una de menor temperatura.

Las formas de transferencia de calor son:

• Conducción: Transferencia por contacto directo.
• Convección: Transferencia por movimiento de fluidos.
• Radiación: Transferencia por ondas electromagnéticas.

Se distingue entre:

• Calor Sensible: Causa un cambio de temperatura sin cambio de fase.
• Calor Latente: Causa un cambio de fase sin cambio de temperatura.

Trabajo

El trabajo en termodinámica se define como cualquier interacción de energía que no es calor. Requiere una fuerza y un desplazamiento de la frontera del sistema.

La potencia es la tasa de realización de trabajo por unidad de tiempo (Potencia = Trabajo / Tiempo).

Para un sistema simple compresible (una sustancia que cambia de volumen y transfiere Q y W), el trabajo de frontera (o trabajo de expansión/compresión) en un proceso cuasiestático se calcula como W = ∫ P dV.

Un proceso politrópico se describe por la relación PVⁿ = cte, donde n es el índice politrópico. Casos especiales incluyen:

• n = 0: Proceso isobárico (P = cte).
• n = 1: Proceso isotérmico (para gases ideales).
• n = k: Proceso adiabático (donde k es la relación de calores específicos).
• n = ∞: Proceso isométrico (V = cte).

El trabajo total realizado por un sistema es igual al cambio en su energía cinética y potencial: W_total = ΔE_cin + ΔE_pot.

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