Este documento trata sobre la energía térmica y conceptos básicos de termodinámica. Explica que la termodinámica estudia los intercambios energéticos entre sistemas de partículas. También define conceptos como temperatura, calor, trabajo, capacidad calorífica y ecuaciones de estado. Por último, presenta el primer principio de la termodinámica y algunas de sus aplicaciones para procesos a volumen, temperatura y presión constantes.

1. ENERGÍA TÉRMICA
La parte de la Física que estudia los intercambios energéticos de cualquier tipo,
entre los sistemas de muchas partículas, se denomina TERMODINÁMICA.
Un sistema de muchas partículas es una parte del universo separado del entorno
por una superficie cerrada (real o imaginaria).
La superficie está formada por paredes que permiten los intercambios del
sistema con su entorno.
Todo sistema puede describirse macroscópicamente mediante las variables o
coordenadas termodinámicas, que son propiedades observables (presión,
volumen, temperatura, masa, energía, densidad, concentración, etc.)
Un sistema se encuentra en un estado cuando todas sus propiedades físicas
medibles tienen valores fijos. Las variables termodinámicas que definen un
estado se denominan variables de estado. Si alguno de estos parámetros varía
con el tiempo, decimos que el sistema experimenta un proceso.
El tipo de paredes que limitan al sistema determina la interacción con el exterior.
Existen dos tipos de paredes que nos interesan:
Adiabáticas: aíslan a los sistemas de modo que sus variables o coordenadas de
estado pueden variar independientemente.
Diatérmanas: permiten a las variables de estado de un sistema influir en las del
otro.

2. TEMPERATURA
Al tocar un objeto utilizamos nuestros sentidos térmicos y atribuimos al mismo
una propiedad llamada temperatura, que determina si sentimos calor o frío al
tocarlo.
Esta apreciación es
cualitativa pero no
cuantitativa, por lo que
hemos de buscar
propiedades físicas
medibles que nos
permitan establecer el
concepto de temperatura y realizar su medida.
Al poner en contacto dos sistemas separados por una pared
diatérmana se observa que, al cabo de un tiempo, cesan los
cambios de las coordenadas de estado de los dos sistemas.
Al estado conjunto se le denomina equilibrio térmico.
La magnitud que nos permite determinar si dos sistemas se
encuentran o no en equilibrio térmico se llama
temperatura.
Cuando dos o más sistemas se
hallan en equilibrio térmico, se
dice que tienen la misma
temperatura.
Para medir la temperatura de un sistema se elige otro
que posea una propiedad que varíe con la temperatura
como indicador del equilibrio térmico entre ambos. El
sistema así elegido se llama termómetro.
Para medir la temperatura de un sistema se elige otro
que posea una propiedad que varíe con la temperatura
como indicador del equilibrio térmico entre ambos. El
sistema así elegido se llama termómetro.
Eligiendo adecuadamente puntos fijos a los que se
asigna una temperatura se pueden definir varias
escalas. En el Sistema Internacional se utiliza la
escala termodinámica o escala Kelvin en la que la
unidad es el kelvin (K) y el punto triple del agua esta
en 273,16 K .

3. EL CALOR
La temperatura de un sistema es una propiedad del mismo que determina si
quedará, o no, en equilibrio térmico cuando se pone en contacto con cualquier
otro sistema.
Si ponemos en contacto dos sistemas, uno a
temperatura más baja que el otro, una vez
alcanzado el equilibrio térmico, las temperaturas
se igualan, y se observa que la temperatura alta ha
disminuido y la baja ha aumentado.
Parece lógico pensar que uno ha perdido algo
mientras el otro lo ha ganado. Actualmente
admitimos que entre los dos sistemas ha habido
una transferencia de energía en forma de calor.
El calor es la energía transferida entre dos sistemas, que está exclusivamente
relacionada con la diferencia de temperatura existente entre ellos.
Joule demostró que la energía mecánica se transforma, por rozamiento, en calor
y que cada vez que una cantidad dada de energía mecánica se transforma, se
obtiene la misma cantidad de calor. Por tanto, el calor es una forma de la
energía.
Antes de que fuera aceptado que el calor es una forma de la energía, la unidad
de calor era la caloría. Actualmente se acepta que 1 cal = 4,186 J y a esta razón
se la denomina equivalente mecánico del calor.

4. CALORIMETRÍA
El término calorimetría se refiere a la
medida de la cantidad de calor. Esta se
realiza normalmente en un calorímetro.
Si entre un sistema y el medio que lo
rodea se transfiere una cantidad de calor
Q, el sistema experimenta una variación
de temperatura ∆T .
Se define la Capacidad Calorífica del sistema como:
Q
C=
∆T
Para obtener una magnitud característica de la sustancia que constituye el
sistema, se define la capacidad calorífica específica o calor específico como la
capacidad calorífica por unidad de masa:
Q
c=
m∆T
También se define la capacidad calorífica molar, como la capacidad calorífica
por mol
Q
ς=
n∆T
La capacidad calorífica depende de la constitución
íntima de las sustancias y del proceso que
experimenta el sistema durante la transferencia
de calor; sólo tiene un valor definido para
un proceso determinado ( Cp, Cv, …)
Los calorímetros adiabáticos se emplean para la
medida del calor específico, y son instrumentos
imprescindibles en muchos campos de la
investigación más avanzada.

5. CALORIMETRÍA (continuación)
Cuando un sistema recibe calor experimenta un incremento de la temperatura
que depende de la capacidad calorífica del mismo. Esto no ocurre, sin embargo,
cuando se produce un cambio de estado o cambio de fase, la temperatura
permanece constante.
Los cambios de fase van acompañados de absorción o desprendimiento de calor
y, ordinariamente, de cambios de volumen.
La cantidad de calor que se absorbe, o se desprende, cuando se produce un
cambio de fase a una presión determinada, se denomina calor latente de cambio
de estado (L)
Por tanto, el calor absorbido a
liberado en el cambio de fase de
una masa m es:
Q = mL
El punto de cambio de fase
(fusión, vaporización,
condensación, solidificación,
sublimación ) es la temperatura a
la que coexisten las dos fases.

6. ECUACIONES DE ESTADO
Para describir macroscópicamente el estado de equilibrio de un sistema, usamos
las variables termodinámicas del mismo; aunque no es necesario conocer todas,
y basta con especificar un número reducido de ellas, a las que llamaremos
variables de estado.
Cualquier variable termodinámica puede expresarse en función de las variables
de estado. De éstas las más usadas son la presión, el volumen y la temperatura.
Se denomina ecuación de estado a cualquier relación funcional entre las
variables de estado. Esta relación es característica de la estructura física del
sistema.
El volumen ocupado por una masa determinada de cualquier sustancia depende
de la presión a que está sometida y de su temperatura.
Para cada sustancia pura hay una relación definida entre dichas magnitudes que
puede escribirse:
f(m,V,p,T) = 0
La ecuación de estado más sencilla es la de un gas a baja presión. En este caso
pV
se obtiene empíricamente que la magnitud es la misma para todos los gases.
nT
Esta magnitud se denomina constante universal
de los gases, R.
El valor de R es:
R = 8,3149 J/K.mol = 1,99 cal/K.mol =
0,0820 atm.l/K.mol
Definimos un gas ideal como aquel para el cual se cumple a todas las presiones
que
pV=nRT
La ecuación de los gases ideales relaciona cuatro magnitudes del gas que se
pueden medir en el laboratorio, y permite determinar una de ellas si se conocen
las otras tres.

7. EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA
La forma habitual de realizar un trabajo sobre un sistema termodinámico es
mediante un cambio de volumen.
Consideremos un sistema que contiene un gas encerrado, y en el que una de sus
paredes es móvil, pues se desplaza un espacio ∆x al aplicar una fuerza F sobre
ella, por tanto, se realiza un trabajo:
W = F ∆x
Dado que estudiamos un sistema gaseoso, la fuerza ejercida sobre una superficie
S, determina una presión p, que al provocar el desplazamiento ∆x , origina una
variación de volumen ∆V , es decir:
W = p ∆V
Cuando se comprime el sistema recibe en forma de trabajo una energía
transmitida por el entorno, incrementando su propia energía: Wcompresión< 0
Cuando el sistema se expande transmite una parte de su energía al entorno,
disminuyendo así su energía: Wexpansión > 0

8. DIAGRAMAS p-V
En un sistema homogéneo el estado del sistema depende de las variables
presión, volumen y temperatura, que están relacionadas entre sí, por lo que
estará completamente determinado al conocer dos de ellas: la presión y el
volumen.
Dado que el trabajo también se calcula a partir de estas variables, suelen
representarse gráficamente en los denominados diagramas p-V.
En el diagrama p-V, el área subtendida por la
línea que representa la evolución del sistema
y el eje de abscisas (área bajo la curva) nos
permite calcular el trabajo realizado en ese
proceso.
Los diagramas p-V siguientes muestran dos caminos diferentes a través de los
cuales un gas se expande pasando del estado inicial (p1, V1) al estado final (p2,
V2). Puesto que el trabajo es igual al área bajo estas líneas, es evidente que el
trabajo realizado por caminos distintos será diferente, aunque los estados inicial
y final sean los mismos.
El trabajo depende de la trayectoria y, por tanto, no es una función de estado.

9. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
El conjunto de energías que puede haber en el interior de un sistema de
partículas (cinética, potencial, rotacional, vibracional, etc.) constituye su
energía interna (U).
La energía interna de un sistema depende de las variables de estado, por lo que
es una función de estado.
En 1820, Rudolph Clausius publicó la primera ley de la Termodinámica, o
primer principio, que podemos enunciar:
La energía interna de un sistema puede aumentarse transfiriendo calor al
sistema, realizando un trabajo sobre él, o mediante ambos procedimientos a la
vez.
El calor y el trabajo son, por tanto, dos formas de transferir energía, no dos
formas particulares de energía, es decir, el calor y el trabajo nos indican el
procedimiento empleado para aumentar o disminuir la energía del sistema.
El calor se transfiere cuando existen diferencias de temperatura entre un sistema
y su entorno.
El trabajo se transfiere cuando actúan fuerzas entre el sistema y el entorno que
producen algún desplazamiento en cualquiera de ellos.
Es básico establecer un criterio de signos
para poder expresar matemáticamente el
primer principio:
∆U = Q − W
El criterio representado indica que:
-El calor Q que recibe el sistema desde el exterior es positivo y proporciona un
aumento de la energía interna del sistema.
-El calor Q que exporta el sistema es negativo.
-El trabajo W que realizan las fuerzas exteriores en la compresión es negativo y
proporciona un aumento de la energía interna del sistema.
-El trabajo W que realizan las fuerzas exteriores en la expansión es positivo.

10. En el caso de un gas, esto significa que es posible aumentar su energía interna
calentándolo o comprimiéndolo:
Cuando el sistema pasa de un estado inicial a
otro final determinados, hay varios procesos
posibles.
En todos los procesos se alcanzan los mismos
estados, los valores de la energía interna inicial
y final son los mismos y la diferencia ∆U es
independiente del proceso.
La división del intercambio de energía en calor
y trabajo depende del proceso.
Considerando que un sistema aislado es aquel que no puede intercambiar ni
materia ni energía con el exterior, podemos escribir que W = Q = 0 y, por
tanto, ∆U = 0; esto es, la energía interna de un sistema aislado permanece
constante. Este es el enunciado más general del Principio de Conservación de
la Energía.

11. APLICACIONES DEL PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Proceso a volumen constante (isócoro): (Olla a presión, cerrada)
En un proceso que transcurre a volumen constante no se realiza trabajo y, por
tanto, aplicando el primer principio:
∆U = Q
Recordando que los calores específicos dependen del tipo de sustancia y del
proceso, llamando cv al calor especifico de un gas medido a volumen constante,
podemos escribir: Q = m cv ∆T y en las transformaciones de un gas a volumen
constante se cumplirá:
∆U = mcv ∆T
lo que nos da un método para medir la variación de la energía interna de un
sistema gaseoso, que, como vemos, es directamente proporcional a la variación
de la temperatura.
Proceso a temperatura constante (isotérmico): (Baño maría)
Un gas en un recipiente sumergido en un
“depósito calorífico” a temperatura
constante realizará un trabajo de expansión
igual al calor absorbido.
En estos casos, al no modificarse la temperatura, no hay variación de energía
interna, y aplicando el primer principio: ∆U = 0 ⇒ Q – W = 0
y en consecuencia
Q=W
En una transformación isoterma de un gas se
cumple: p V = constante , que nos permite
calcular el trabajo en un diagrama p-V.
Un sistema gaseoso sometido a una
transformación isoterma utiliza todo el calor
transferido en un trabajo de expansión.

12. Proceso a presión constante (isobárico) (Recipiente a presión atmosférica)
La mayoría de los procesos que se llevan a cabo en un laboratorio son isobáricos
( recipiente abierto = presión atmosférica)
En estas condiciones, el trabajo
de expansión (compresión) será
igual a:
W = p ∆V = p (V2-V1)
Aplicando el primer principio:
∆U = Q – W ⇒ U2 – U1 = Q – p (V2 – V1)
Por tanto, el calor transferido en estos procesos es:
Q = U2 – U1 + p (V2 – V1)
Expresión que podemos reorganizar para escribir:
Q = (U2 + p V2) – (U1 + p V1)
Donde se observa que el calor puede obtenerse como la variación de dos
términos idénticos (U + p V) que solo dependen del estado final y del inicial.
U + p V = H se denomina entalpía del sistema y es una función de estado.
Así pues, el calor transferido en procesos a presión constante es igual a la
variación de entalpía que experimenta el sistema:
Q = ∆H
Las reacciones químicas constituyen ejemplos de procesos a presión constante,
por lo que el calor de reacción no depende de la trayectoria seguida (número de
etapas), sino solamente de cuáles son los reactivos y los productos.
Proceso adiabático:
Es un proceso que se efectúa sin intercambios de calor con el exterior, Q=0.
Aplicando el primer principio:
∆U = W
El trabajo se denomina adiabático y puede ser de compresión o de expansión.
En el primer caso tendríamos la compresión adiabática de la mezcla de gasolina
y aire en un motor de explosión (la mezcla se calienta y explota).
En el segundo caso, la expansión adiabática, tenemos la base del funcionamiento
de los frigoríficos, por ser la energía interna de los gases sólo función de la
temperatura(los gases se enfrían al expansionarse adiabáticamente)