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Procesos endotérmicos y exotérmicos

La primera ley de termodinámica relaciona el cambio en la energía interna de un sistema (ΔE) con el calor que se transfiere (q) y el trabajo que se realiza (w). Con presión constante, q es igual al cambio de entalpía (ΔH) de un proceso. Si ΔH es positiva, el proceso absorbe el calor de los alrededores y se dice que es endotérmico. Si ΔH es negativa, el proceso libera calor a los alrededores y se dice que es exotérmico. Los cambios de fase, las reacciones químicas y la formación de soluciones son ejemplos de procesos endotérmicos y exotérmicos. Creado por Jay.

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Transcripción del video

Antes de abordar los términos  endotérmico y exotérmico,   necesitamos revisar algunos otros  términos utilizados en la termodinámica. Por ejemplo, sistema. El sistema hace referencia a   la parte del universo que estamos  estudiando. Para nuestro ejemplo,   vamos a considerar un gas monoatómico. Digamos que tenemos algunas partículas   de helio en un recipiente. Y el gas  helio representa nuestro sistema. Los alrededores o entorno son todo lo  demás en el universo. De modo que eso   incluiría este pistón que tenemos aquí  y el cilindro en el que está contenido   el gas. Y el universo consta tanto  del sistema como de los alrededores. A continuación, veamos la primera ley de la  termodinámica, que se puede resumir escribiendo   delta E es igual a q más W. Delta E es el cambio en la energía interna  del sistema. Y la energía interna se refiere   a la suma de todas las energías cinéticas y  potenciales de los componentes del sistema. Dado que tenemos un gas monoatómico para  nuestro sistema, solo tenemos energía cinética. Entonces, si pudiéramos imaginar que sumamos la  energía cinética para cada partícula, la suma   de esas energías cinéticas para este ejemplo  sería igual a la energía interna del sistema. q se refiere al calor que se  transfiere desde el sistema. Así que se transfiere tanto hacia  el sistema como desde el sistema. Y W se refiere al trabajo realizado en el sistema o por el sistema. Veamos las convenciones de signos para  la primera ley de la termodinámica. Pensemos en q; cuando el calor fluye  hacia el sistema desde los alrededores,   decimos que q es positiva. Cuando el calor sale del sistema hacia los  alrededores, decimos que q es negativa. Para el trabajo, cuando el trabajo se  realiza en el sistema por los alrededores,   el trabajo es positivo. Pero si el  trabajo se realiza por el sistema   en los alrededores, el trabajo es negativo. Es muy útil pensar en la energía  interna como una cuenta bancaria.  De modo que si q es positivo  y el trabajo es positivo,   eso sería como si el dinero  ingresara a la cuenta bancaria. Pero si q es negativa o el trabajo es negativo,   eso sería como si el dinero  saliera de la cuenta bancaria. Veamos un ejemplo de la primera ley  de la termodinámica usando nuestra   muestra de helio que se encuentra  en un cilindro con un pistón móvil. Digamos que fluyen 6,000 joules de  energía. Es decir, 6,000 joules fluyen   desde los alrededores hacia el sistema. Y  eso calienta nuestras partículas de helio,   que se expanden y empujan el pistón hacia arriba. Así que el pistón es empujado hacia arriba,   los que significa que el sistema está  realizando un trabajo en los alrededores. Y digamos que son 2,000 joules de trabajo  realizado por el sistema en los alrededores. Usemos nuestras convenciones de  signos, ya que el calor fluye desde   los alrededores hacia el sistema,  tenemos un valor positivo para q. Y debido a que el trabajo fue hecho  por el sistema en los alrededores,   tenemos un valor negativo  para el trabajo realizado. Entonces podemos continuar y aplicar  la primera ley de la termodinámica.  El calor transferido es igual a 6,000  joules positivos y el trabajo realizado es   2,000 joules negativos, por lo tanto delta E o el cambio en la energía interna es igual  a 4,000 joules positivos. Si pensamos en la energía interna  como si fuera una cuenta bancaria,   hemos ganado 4,000 joules. De modo que  eso equivaldría a ganar 4,000 dólares. Ya que que el sistema ha ganado 4,000 joules,   eso signfica necesariamente que los  alrededores han perdido 4,000 joules. Pero dado que la energía se conserva, la  energía total del universo permanece constante. Vamos a aplicar la primera ley de  la termodinámica a la combustión   de propano y un recipiente  abierto a presión constante. Para la combustión de propano, consideramos  que los reactantes y los productos para la   reacción de la combustión son considerados  el sistema y todo lo demás los alrededores. Así que esta reacción de combustión  desprende 2,044 kilojoules de energía.  Por lo tanto, ese es el calor que se  transfiere desde el sistema a los alrededores. El sistema también realiza dos kilojoules  de trabajo en los alrededores. Entonces,   por convención, hacemos que eso sea negativo. Para encontrar el cambio en la energía  interna del sistema, sumamos q más W  y obtenemos menos 2,046 kilojoules. Dado que esta reacción se llevó a cabo bajo presión externa constante,   aquí podemos escribir q subíndice p. q subíndice p es el calor que se transfiere   a presión constante, y eso es igual al cambio en  la entalpía, que está simbolizado por delta H. Así que el cambio en la entalpía es el  calor que se transfiere a presión constante.  El cambio de entalpía para la combustión del  propano es igual a menos 2,044 kilojoules. Y observemos cómo el cambio  de entalpía tiene casi el   mismo valor que el cambio en la energía interna. De modo que el trabajo realizado por el sistema es   igual a una cantidad muy pequeña  en este caso, y así suele ser. Y debido a que la mayoría de las  reacciones químicas se realizan  bajo presión constante, los químicos se preocupan   más por el cambio en la entalpía que  por el cambio en la energía interna. Cuando delta H es negativa, tenemos  un proceso exotérmico. Así que la   combustión del propano es una reacción exotérmica. En un proceso endotérmico se transfiere  calor de los alrededores al sistema,   de modo que el sistema gana  calor de los alrededores. El cambio de entalpía, delta  H, es positivo para un proceso   endotérmico. Un ejemplo podría  ser derretir un cubo de hielo. Si el calor fluye del sistema a los alrededores,   el sistema libera o desprende calor a  los alrededores, y el cambio de entalpía,   delta H, es negativo. A esto lo  llamamos un proceso exotérmico. Ya vimos un ejemplo, la combustión del  propano es una reacción exotérmica. Entonces, un cambio de fase podría ser  un proceso endotérmico o exotérmico. Una   reacción química también podría ser  un proceso endotérmico o exotérmico. Incluso la formación de una  solución podría clasificarse   como un proceso endotérmico o exotérmico. Pensemos en preparar una solución. Digamos que tenemos un vaso de   precipitados lleno de agua, tomamos un sólido y  lo disolvemos en el agua para formar una solución. Si el proceso de disolución es un proceso  exotérmico, significa que el sistema libera   calor a los alrededores. Y debido a que  el vaso forma parte de los alrededores,   si ponemos la mano en el vaso de  precipitados y lo sentimos caliente,   sabremos que la disolución de este sólido  en particular es un proceso exotérmico. Si hacemos lo mismo con otro sólido,  lo disolvemos en agua para formar una   solución y ponemos nuestra mano en el vaso de  precipitados, y esta vez el vaso se siente frío,   la razón por la que el vaso se siente  frío es porque la energía se transfirió   de los alrededores al sistema, así que los  alrededores perdieron energía, entonces,   podemos decir que la disolución de este sólido  en particular fue un proceso endotérmico.