LA TERMODINÁMICA es el estudio del comportamiento de la energía calorífica y las formas en que la energía se transforma en calor.
Nos ayuda a comprender por qué los motores no pueden ser nunca totalmente eficientes y por qué es imposible enfriar nada hasta el cero absoluto, una temperatura a la que las sustancias no tienen energía calorífica.
Los principios de la termodinámica se pueden aplicar al diseño de motores, al cálculo de la energía liberada en reacciones, o a estimar la edad del Universo.
Cuando la energía se transforma de una forma a otra, siempre hay una cantidad que se transforma en calor.
Leyes de la termodinámica
El principio cero de la termodinámica.
El principio cero de la termodinámica afirma que si dos cuerpos se encuentran de modo que cada uno de ellos está en equilibrio térmico con un tercer cuerpo, también están en equilibrio térmico entre sí.
Las líneas generales de este principio fueron puestas de manifiesto por vez primera por el Dr. Joseph Black (1728–99), un farmacéutico escocés, a mediados del siglo XVIII.
El principio cero es el enunciado formal de una observación simple y cotidiana: si dos cuerpos a temperaturas diferentes se ponen en contacto entre sí, la energía calorífica fluye desde el cuerpo caliente hacia el frío hasta que ambos alcanzan la misma temperatura. Si se ponen cubitos de hielo en una bebida a temperatura ambiente, el hielo toma calor latente del agua, se calienta, y se funde; y como consecuencia, el agua se enfría.
Cada vez que medimos la temperatura, asumimos que se cumple el principio cero.
Si situamos un termómetro en una taza de café y, posteriormente, en una taza de agua caliente y la lectura es la misma, podemos afirmar que estas sustancias están en equilibrio térmico, es decir, están a la misma temperatura.
Leyes de la termodinamica
Primera ley de la termodinámica.
La primera ley de la termodinámica es una de las leyes más importantes de la física, y es equivalente a la conocida como conservación de la energía.
Afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo transmitirse de un sistema (un cuerpo o dispositivo en el que se producen calor y energía) a otro y transformarse de una forma a otra.
De este enunciado de la primera ley, se sigue que:
Cambio de la energía interna de un sistema (U) = calor absorbido (Q) + trabajo efectuado sobre el sistema (W)
Por ejemplo, si levantamos una caja pesada sobre la superficie de la Tierra, el trabajo efectuado por la fuerza de la gravedad se transforma íntegramente en energía potencial gravitatoria.
Si dejamos caer la caja, la energía potencial se transforma primero en energía cinética del movimiento; después en energía interna; al suelo donde la caja cae; y también a una pequeña cantidad de energía sonora, ya que la caja hace ruido cuando cae al suelo.
La energía total transferida a estas otras formas de energía más la energía interna es igual a la energía potencial que inicialmente tenía el cuerpo.
La primera ley fue formulada de forma independiente por James Prescott Joule y Hermann Helmholtz en 1847.
Ello supuso un paso importante en el desarrollo de la termodinámica, ya que estableció por primera vez que el calor no es más que otra forma de energía, al igual que la luz, el sonido o la electricidad.
La segunda ley de la termodinámica
La segunda ley de la termodinámica se puede escribir de diferentes formas.
Fue enunciada originalmente por un profesor de física alemán, Rudolf Clausius (1822–88), quien afirmó:
El Calor no puede pasar por sí mismo de un cuerpo frío a otro más caliente
Lord Kelvin propuso un enunciado alternativo para esta ley:
es imposible extraer ningún efecto mecánico por medio de un agente inanimado enfriando un cuerpo por debajo de la temperatura del más frío de todos los cuerpos que lo rodeen
.
En otras palabras, no se puede obtener trabajo utilizando el calor del cuerpo más frío de un sistema.
De forma más general, la segunda ley muestra que los procesos físicos tienen lugar en un sentido, y a su vez, esto lleva a la conclusión de que el Universo como un todo sigue un proceso en un sentido, hacia un incremento constante de caos y desorden.
La termodinámica y las máquinas térmicas
La segunda ley es aplicable solamente a procesos que tienen lugar en ciclos completos y reversibles.
Aunque no existe una demostración directa de la ley, podemos confiar en ella porque está de acuerdo con nuestra experiencia cotidiana y no se ha encontrado aún ninguna objeción a ella.
Se puede entender la ley considerando la afirmación aproximada de que una máquina térmica debe funcionar extrayendo calor desde un cuerpo caliente (tal como un horno) y conduciéndolo hacia un cuerpo más frío (como un condensador). Si el condensador se encuentra a la misma temperatura que el horno, la máquina no funcionará; y tampoco funcionará tomando calor del condensador y llevándolo al horno.
Por ejemplo, en un día caluroso, no vemos nunca que un helado se enfríe cediendo parte de su energía térmica al aire caliente que lo rodea.
La segunda ley fue formulada después de estudios detallados de una máquina de Carnot ideal y reversible.
Estos estudios demostraron que no es posible que una máquina sea 100% eficiente, y que existe un límite superior a la eficiencia de cada máquina.
De la segunda ley, se sigue que algunos procesos físicos sólo pueden funcionar en una dirección.
Efectivamente, la mayoría de procesos naturales son irreversibles, y se dice que involucran un incremento de la entropía o del desorden.
Otro enunciado de la segunda ley es que la entropía del Universo está aumentando constantemente.
La tercera ley de la termodinámica
La tercera ley de la termodinámica afirma que la entropía de una sustancia tiende a cero cuando su temperatura se acerca al cero absoluto.
El significado de la tercera ley en la práctica es que nunca se puede alcanzar el cero absoluto en un número finito de operaciones.
Esta es la situación en la que se encuentran los físicos cuando tratan de alcanzar temperaturas más y más bajas.
Cada experimento lleva a una temperatura inferior a la anterior, pero nunca se llega a alcanzar el cero absoluto.
Cuanto más cerca nos encontramos del cero absoluto, más difícil es acercarse a él.
El calor latente
El calor latente de fusión
El calor latente de fusión de una sustancia se define como la cantidad de energía calorífica que necesita para transformar 1 kg de esta sustancia de líquido a sólido, sin cambiar su temperatura.
El calor latente de fusión del agua es de 334 kJ kg-1.
El plomo se funde con mucha mayor facilidad, con un calor latente de fusión de 22,9 kJ kg-1.
El cobre se encuentra entre los dos, con un calor latente de fusión de 205 kJ kg-1.
El elevado valor para el agua explica porque los cubitos de hielo tardan tanto tiempo en fundirse cuando se colocan en el interior de una bebida más caliente.
El calor latente de fusión fue descrito por primera vez por el farmacéutico escocés Dr. James Black (1728–99), quien también formuló la teoría de la capacidad calorífica específica y descubrió el dióxido de carbono.
El calor latente de vaporización
El calor latente de vaporización se define como la cantidad de energía calorífica que se necesita para transformar 1 kg de una sustancia de líquido a vapor sin cambiar su temperatura.
El calor latente de vaporización del agua es de unos 2.260 kJ kg-1. Para el cobre, vale 5.069 kJ kg-1, y para el plomo, 871 kJ kg-1.
El calor latente de vaporización de una sustancia es mucho mayor que su calor latente de fusión, ya que transformar una sustancia de líquido a gas implica no sólo romper los enlaces entre las moléculas, sino también alejarlas unas de otras, lo que requiere una cantidad sustancial de energía potencial.
