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  2. Química orgánica  2.1. Mecanismo de reacción  2.1.1. Reacciones de sustitución nucleofílica  2.1.2. Reacciones de adición y sustitución electrofílica  2.1.3. Reacciones de eliminación  2.1.4. Reacciones de reordenamiento  2.1.5. Reacciones radicales  2.1.6. Reacciones Pericíclicas  2.1.7. Reacciones fotoquímicas  2.2. Estereoscópico  2.2.1. Quiralidad y actividad óptica  2.2.2. Análisis estructural  2.2.3. Efectos estereolectrónicos  2.2.4. Síntesis asimétrica  2.2.5. Estereoquímica dinámica  2.3. Química Organometálica en la Síntesis Orgánica  2.3.1. Reactivos de organolitio y organomagnesio  2.3.2. Reacciones de acoplamiento catalizadas por metales de transición  2.3.3. Reacciones catalizadas por paladio  2.3.4. Metátesis de olefinas  2.3.5. Catalización de oro y plata  2.4. Química de productos naturales  2.4.1. Alcaloides y terpenoides  2.4.2. Esteroides y Flavonoides  2.4.3. Síntesis total de productos naturales  2.4.4. Biosíntesis de productos naturales  2.5. Química Supramolecular  2.5.1. Química huésped-invitado  2.5.2. Autoensamblaje y reconocimiento molecular  2.5.3. Catalisis Supramolecular  2.5.4. Máquinas moleculares
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T termodinámica


La termodinámica es una rama de la química física que se ocupa del estudio de la energía, el trabajo, el calor y cómo estas cantidades interactúan entre sí y afectan a la materia. Juega un papel vital en la comprensión de varios procesos y reacciones químicas. La termodinámica proporciona los principios y el marco necesarios para comprender cómo se produce el intercambio de energía tanto en fenómenos naturales como en sistemas diseñados.

Conceptos básicos

El fundamento de la termodinámica radica en varios conceptos fundamentales: sistema, entorno y límites. Un sistema es la parte del universo que nos interesa, mientras que el entorno abarca todo lo demás. El límite separa el sistema de su entorno y puede ser real o imaginario. Los sistemas termodinámicos pueden ser abiertos, cerrados o aislados según sus interacciones con el entorno.

Tipos de sistemas

  • Sistema abierto: intercambia tanto energía como materia con su entorno.
  • Sistema cerrado: intercambia solo energía, no materia, con su entorno.
  • Sistema aislado: no intercambia energía ni materia con su entorno.

Funciones de estado y variables

Las funciones de estado son propiedades que dependen solo del estado actual del sistema, no de cómo se alcanzó ese estado. Las funciones de estado comunes incluyen energía interna (U), entalpía (H), entropía (S) y energía libre (G). En contraste, las funciones de trayectoria, como el trabajo y el calor, dependen del camino tomado para pasar de un estado a otro.

El estado de un sistema termodinámico se puede describir utilizando variables de estado como presión (P), volumen (V), temperatura (T) y concentración. Estas variables son esenciales para comprender el comportamiento del sistema y están interrelacionadas a través de ecuaciones de estado.

Leyes de la termodinámica

La termodinámica está gobernada por cuatro leyes fundamentales, conocidas como la ley cero, primera, segunda y tercera de la termodinámica. Cada ley introduce principios fundamentales sobre la energía y la entropía.

Ley cero de la termodinámica

La ley cero establece el concepto de temperatura y equilibrio térmico. Afirma que si dos sistemas están en equilibrio térmico con un tercer sistema, entonces están en equilibrio térmico entre sí. Matemáticamente, si A está en equilibrio con B, y B está en equilibrio con C, entonces A está en equilibrio con C

Primera ley de la termodinámica

La primera ley de la termodinámica, a menudo llamada la ley de conservación de energía, establece que la energía no puede ser creada ni destruida; solo puede cambiar de forma. El cambio en la energía interna de un sistema (ΔU) es igual al valor obtenido al restar el trabajo realizado por el sistema (w) del calor (q) añadido al sistema.

ΔU = q - w

Por ejemplo, cuando un gas en un pistón se calienta, se expande, realizando trabajo sobre el pistón y ganando energía interna del calor añadido.

Segunda ley de la termodinámica

La segunda ley introduce el concepto de entropía, que es una medida del desorden o aleatoriedad en un sistema. Afirma que en cualquier proceso termodinámico, la entropía total de un sistema y su entorno siempre aumenta para procesos irreversibles. En procesos reversibles, el cambio de entropía permanece constante.

Matemáticamente se expresa como:

ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_entorno ≥ 0

Esta teoría explica por qué algunos procesos son espontáneos. Por ejemplo, una taza de té caliente dejada en una habitación fría pierde calor hasta que alcanza el equilibrio térmico con la habitación. En este proceso espontáneo, la entropía del universo aumenta.

Tercera ley de la termodinámica

La tercera ley establece que la entropía de un cristal ideal a cero absoluto (0 K) es exactamente cero. Esto proporciona un punto de referencia para calcular la entropía. A medida que la temperatura se aproxima al cero absoluto, la entropía del sistema se vuelve mínima.

Visualización de procesos termodinámicos

Los procesos termodinámicos a menudo implican cambios en variables de estado como presión, volumen y temperatura. Podemos representar estos procesos gráficamente utilizando varios tipos de diagramas, como presión-volumen (PV), temperatura-entropía (TS) y entalpía-entropía (HS).

Diagrama de presión-volumen (PV)

El diagrama PV muestra la relación entre la presión y el volumen de un sistema. En estos diagramas, se pueden observar diferentes trayectorias termodinámicas, como los procesos isotérmicos (temperatura constante), isobáricos (presión constante), isocóricos (volumen constante) y adiabáticos (sin intercambio de calor).

Volumen Presión Adiabático

Ejemplo: Comprensión de la expansión isotérmica

Los procesos isotérmicos ocurren a temperatura constante. Imagine que tenemos un gas ideal encerrado en un pistón que está en contacto térmico con un reservorio de calor. A medida que el gas se expande isotérmicamente, realiza trabajo sobre el pistón absorbiendo al mismo tiempo una cantidad igual de calor del reservorio para mantener la temperatura constante.

Según la ley de los gases ideales:

PV = nRT

Aquí, P es la presión, V es el volumen, n es el número de moles, R es la constante de los gases y T es la temperatura. Dado que la temperatura permanece constante, la ecuación se puede reorganizar para mostrar que la presión y el volumen son inversamente proporcionales durante un proceso isotérmico:

P ∝ 1/V

Cambio de entropía en sistemas

Los cambios de entropía pueden proporcionar información sobre la espontaneidad y viabilidad de las reacciones químicas. Por ejemplo, cuando el hielo se derrite a 0 °C para formar agua, la entropía del sistema aumenta porque la estructura del agua líquida es más desordenada que la del hielo sólido.

Conclusión

La termodinámica es un campo importante en la química física, que proporciona la teoría necesaria para comprender las transformaciones de energía y la dirección de los procesos. Al dominar las leyes de la termodinámica y sus implicancias, los químicos pueden predecir cómo se comportan los sistemas bajo diferentes condiciones y diseñar experimentos o procesos industriales que utilicen la energía química de manera eficiente.

Este descubrimiento de la termodinámica abre caminos para estudios posteriores en mecánica estadística, química cuántica y teoría cinética, donde se obtienen conocimientos más profundos sobre interacciones moleculares y distribuciones de energía. A medida que profundice en este tema, descubrirá escenarios más complejos y una comprensión sutil de los comportamientos microscópicos y macroscópicos de la materia.


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