Sistemas Termodinámicos

Sistema termodinámico: Cantidad de materia o una región del espacio seleccionado para su estudio.

Sistema cerrado: No se introduce ni se obtiene materia de él, solo precisa un aporte de energía.

Sistema abierto: Sale y/o entra materia y energía.

Sistema aislado: No permite el intercambio de materia e intenta impedir que la energía salga de él.

Medio ambiente del sistema: Todo lo que no está en el sistema pero influye en él.

Estado del Sistema

Estado del sistema: Variables que, si no cambian, el sistema tampoco.

El cambio queda definido cuando:

• El estado inicial
• El estado final
• Trayectoria o camino que sigue en el proceso

Funciones del estado: Magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio.

• Gas (variables): Masa, volumen, presión, atmósfera, temperatura.

Ecuación de gas ideal: P*V=N*R*T R(0.082)

Variables intensivas: Su valor no depende del tamaño o cantidad. Su valor es el mismo.

Variables extensivas: Su valor depende del tamaño o cantidad. Su valor varía.

Clasificación de un Sistema Termodinámico

Homogéneos: Sus propiedades termodinámicas son las mismas en todo el estado.

Heterogéneos: Sus propiedades termodinámicas son diferentes en todo el sistema.

Equilibrio

Térmico: La temperatura es la misma en todo el sistema.

Químico: Su composición no cambia.

Mecánico: No se producen movimientos en el sistema.

Procesos Termodinámicos

Proceso reversible: Al menos una de las variables termodinámicas cambia y la serie de estados se le conoce como trayectoria.

Proceso irreversible: Solo está en equilibrio en el estado final. No se conoce el valor de las funciones de estado.

Proceso isotérmico: Temperatura constante – estado.

Proceso isobárico: Presión constante – estado.

Proceso isocórico: Volumen constante – estado.

Proceso adiabático: Calor constante – trayectoria.

Primera Ley de la Termodinámica: Conservación de la Energía

Calor y energía interna (U) como transferencia de energía. La variación de energía interna de un sistema (ΔU) está dado por la diferencia de su estado inicial y final: ΔU=ΔQ+W

• Si el sistema absorbe o recibe calor ΔQ es positivo; si se pierde calor es negativo.
• Cuando el trabajo lo realiza el sistema W es positivo, si es sobre el sistema es negativo.
• Si la energía interna del sistema aumenta, ΔW es positiva; si disminuye es negativa.

Entalpía

Expresan la cantidad de calor que un sistema termodinámico pierde o gana durante el desarrollo de un proceso isobárico.

• Si la entalpía tiene un valor positivo se considera una reacción endotérmica.
• Si la entalpía es negativa se considera una reacción exotérmica.

Entalpía de reacción: Diferencia de las sumas de las entalpías de formación de productos menos la suma de entalpías de formación de reactivos.

ΔH= H Productos – H Reactivos

Ley de Hess

La entalpía total en una reacción química es la misma, tanto si la reacción se lleva a cabo en un solo paso como si sucede en una secuencia de varios pasos.

• Si se le cambia el signo a la ecuación o los coeficientes se multiplican o dividen, también se multiplica, divide y cambia de signo ΔH. Eliminar compuestos sobre elementos.

Segunda Ley de la Termodinámica

Indica la dirección en la que se llevan a cabo las transformaciones energéticas.

Flujo de calor espontáneo: Unidireccional, incremento neto de la entropía o desorden del sistema.

Enunciado de Kelvin-Planck: Todo trabajo produce energía.

Enunciado de Clausius: Sin energía no hay trabajo.

Entropía

Mide el grado de desorden de un sistema.

Reacción exotérmica: aumenta la entropía.

Reacción endotérmica: disminuye la entropía.

Entropía y espontaneidad: la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en uno en equilibrio.

• ΔS universo > 0: El proceso puede ocurrir, espontáneo e irreversible.
• ΔS universo < 0: El proceso es en extremo improbable, no espontáneo.
• ΔS igual a 0: proceso reversible, ocurre en ambas direcciones.

Energía Libre de Gibbs

Energía liberada por un sistema para realizar trabajo útil a presión constante.

ΔG=ΔH-TΔS

• ΔG < 0: Reacción espontánea.
• ΔG > 0: Reacción no espontánea.
• ΔG = 0: Sistema en equilibrio.

Energía estándar de reacción: ΔG productos – ΔG reactivos.

Características de las Reacciones Químicas Espontáneas

• Liberan energía.
• Cambio de la entalpía.
• Cambio de la energía libre de Gibbs.
• No necesitan energía de activación.
• Irreversibilidad.

Oxidación y Reducción

Oxidación: Indicador de una reacción química que se produce cuando una sustancia entra en contacto con el oxígeno o cualquier otra sustancia oxidante. Pérdida de un electrón y el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha oxidado.

Reducción: Ganancia de un electrón y el átomo o molécula que acepta el electrón, se dice que se reduce.

Metalurgia

Metalurgia: Proceso de naturaleza química junto con otros de naturaleza física.

Siderurgia: La metalurgia más importante es la del hierro.

Los metales en estado natural se encuentran en estado de oxidación.

Procesos Metalúrgicos

• Obtención de metal: Físicas (triturado, molido y centrifugado) y químicas (tostación, oxidación y reducción).
• Afino, enriquecimiento o purificación.
• Elaboración de aleaciones.

Procesos básicos de transformación: óxido, hidróxido y carbonatos.

Baterías y Electrólisis

Batería: se refiere a un almacenador de energía de carácter electroquímico, que reúne y descarga energía gracias a reacciones químicas reversibles que facilitan la carga de un equipo por medio de fuentes eléctricas.

Electrólisis: Descomposición en iones de una sustancia en disolución mediante la corriente eléctrica.

Pila: fuente de energía eléctrica obtenida por transformación directa de energía química y constituida por uno o varios elementos primarios.

Amperio: unidad de medida/capacidad de carga de una batería.

• Primarias: No vuelve a su estado original, agotando su capacidad de almacenar corriente eléctrica.
• Secundarias: Pueden recibir una inyección de energía eléctrica para restaurar su composición química original, pudiendo emplearse numerosas veces.