Practica 06 - Segunda Ley

Vista previa del material en texto

Práctica N° 05
Segunda ley de la Termodinámica:
Variación de la entropía
I. INTRODUCCIÓN
La segunda ley de la termodinámica determina que los procesos naturales pueden
ocurrir o no. En todos los procesos permitidos por la primera ley, solo pueden ocurrir
ciertos tipos de conversión de energía. Los siguientes son algunos procesos
compatibles con la primera ley de la termodinámica, pero estos procesos se completan
en el orden gobernado por la segunda ley.
1) El calor de un objeto más cálido se transmite al más frío.
2) La sal se disuelve rápidamente pero para volver a su estado necesita influencia
externa.
3) Cuando una pelota rebota no deja de hacerlo por sí solo.
Todos estos son ejemplos de procesos irreversibles, es decir que ocurren de manera
natural y en una sola dirección. (1)
El concepto de temperatura está contenido en la ley cero de la termodinámica y la
energía interna está contenida en la primera ley. Tanto la temperatura como la energía
interna son funciones del estado. En otras palabras, pueden usarse para describir el
estado del sistema. Otra función de estado relacionada con la segunda ley de la
termodinámica es la función de entropía. Para un proceso cuasi estático reversible
entre dos estados de equilibrio, si dQ es el calor absorbido o liberado por el sistema en
un intervalo corto de la trayectoria, entonces el cambio de entropía entre los dos
estados de equilibrio dS. Se obtiene dividiendo el calor transferido por el sistema dQ
por la temperatura absoluta T del sistema durante este intervalo de tiempo. Es decir:
(Ecuación 1)𝑑𝑆 = 𝑑𝑄𝑇
La unidad de medida de la entropía en el SI es J/K. Cuando el sistema absorbe calor,
el dQ es positivo y la entropía aumenta. Cuando el sistema libera calor, el dQ es
negativo y la entropía disminuye. (1)
Según la segunda ley, la entropía tiende a aumentar con el tiempo. Es decir, si el
sistema está en el primer estado de equilibrio y cambia debido a cambios en las
variables termodinámicas, el sistema alcanzará el segundo punto de equilibrio, en el
que aumenta la entropía. (1)
II. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Experimento 1
Se presentan los valores de variación de entropía ( ΔS ) en cada cambio de fase por la que
pasó el cubo de hielo, y, la entropía total de todo el proceso.
En la tabla 1 se puede identificar dos puntos de comparación más resaltantes. En primer
lugar, se observa valores de ΔS de 0.004, 0.165 y 0.016 KJ/K para el calentamiento del hielo,
agua y vapor respectivamente. Entre estos tres, la mayor variación es el de calentamiento de
agua, donde se trabajó con una temperatura inicial de 1°C y una final de 92°C que fue la
temperatura a la que el agua empezó a evaporarse (tabla 3, Anexos). Asimismo, la menor
variación de entalpía se obtuvo durante el calentamiento del hielo, en la cual se tomó un Ti de
-3°C y una Tf de 1°C (tabla 3, Anexos), temperatura a la cual el hielo empezó a derretirse.
Tomando en cuenta estos aspectos, se puede decir que la temperatura influyó directamente al
valor de ΔS, ya que, cuando hubo un mayor incremento de temperatura, en este caso durante
el calentamiento del agua (de 1°C a 92°C), se presentó un mayor valor de ΔS, a diferencia del
valor de variación que se obtuvo durante el calentamiento del hielo, donde sólo se incrementó
de -3 a 1°C. Del mismo modo, durante el calentamiento del vapor, el ΔS obtenido fue un
valor intermedio entre ambos datos mencionados anteriormente, ya que su incremento de
temperatura no fue muy grande pero tampoco, muy pequeño (92°C a 113°C). En este sentido,
al factor de la temperatura también se suma las propiedades únicas de cada fase del agua,
donde se sabe que en el estado sólido, las moléculas están inmóviles y ordenadas, en la fase
líquida, están medianamente dispersas, y en la gaseosa se encuentran totalmente dispersas
entre sí. Esto también lo podemos observar en la figura 1.
Por otro lado, en la tabla 1 también se muestran los valores de la variación de entropía en el
punto de fusión y ebullición del agua donde se muestra un incremento de entropía entre
ambos puntos teniendo como valores de ΔS fusión 0.165 KJ/K y ΔS ebullición 0.841KJ/K.
En la figura 1 se observa que en el proceso de fusión, es decir que cuando un sólido pasa a
fase líquida, este no tiene un gran desorden molecular debido a la inmovilidad de las mismas,
por esa razón su variación de entropía es bajo, en cambio en el punto de ebullición, cuando el
líquido pasa a fase gaseosa, se observa una mayor movilidad de las moléculas, por lo que la
entropía se incrementa, es decir hay mayor desorden molecular. Esto se debería a que las
moléculas del agua son altamente polares y que en sus fases tanto líquido y sólido este
compuesto se asocia con las fuerzas intermoleculares (puentes de hidrógeno) dando así un
valor de entropía en el punto de fusión no tan alto y en el caso de la fase gaseosa los puentes
de hidrógeno se rompen ya que tiene mayor energía debido a sus movimientos aleatorios, por
ende las moléculas se encuentran más dispersas (2)
Experimento 2
Tabla 2. Intercambio de Calor de Dos Cuerpos: Determinación de Cambio de la
Entropía del Sistema
Valores de entropía de cada sistema de hielo-agua (fría, tibia y caliente) y sus diferentes
temperaturas finales.
Se determinó la temperatura están directamente relacionados con la variación de entropía
(ΔS). Esto se debe a que, cuando se incrementa la temperatura, incrementa también la energía
cinética de las moléculas, átomos e iones, es decir aumenta la libertad de movimiento (3) Así,
el desorden molecular es mayor cuanta más movilidad haya, y con ello, cuanto más calor se
le aplique al sistema. Esto se demuestra con los valores calculados en los diferentes sistemas
donde se aprecia una tendencia positiva ascendente, siendo el del agua fría el que posee el
menor valor de entropía (0.00015 KJ/K)), seguida por el de agua tibia (0.00211 KJ/K), y con
un mayor valor, el sistema con agua caliente (0.019 KJ/K).
III. CUESTIONARIO
1. Explicar a partir de las experiencias realizadas las leyes de la termodinámica
estudiadas
- Ley Cero
Para empezar debemos saber que la ley cero de la termodinámica define la
temperatura, es decir esta ley habla sobre el equilibrio térmico. En el experimento 2
podemos apreciar la ley cero, ya que el hielo con respecto al agua fría, tibia o caliente,
tenían una diferencia de temperaturas, y, como se sabe por concepto, ambos cuerpos
buscarían estar en un equilibrio térmico; en este caso, el hielo se derretía en cada
sistema, no al mismo grado, pero si ocurría, y, en ese transcurso de intercambio de
calor de ambos cuerpos, las moléculas del hielo se dispersaron cada vez más junto con
las del agua. Así, podemos explicar la ley cero como el proceso en que dos cuerpos o
más, buscan estar en un equilibrio térmico.
- Primera ley
En el segundo experimento, al colocar el hielo en el agua, el agua cedió calor al sólido
(hielo) para poder alcanzar el equilibrio térmico, por lo tanto la temperatura del agua
bajó; sin embargo la cantidad de calor no cambió, solo se distribuyó. En el caso del
primer experimento, el mecanismo es el mismo, solo que en vez de agua, la placa
calefactora fue el instrumento que dio calor al cubo de hielo.
- Segunda ley
La segunda ley complementa a la primera ley e indica un proceso irreversible
espontáneo como se muestra en el experimento 1 y 2; ya que a menos que no se
aplique alguna energía externa el sistema no cambiará.
2. Defina entropía y los campos de aplicación en la Industria biotecnológica,
especifique la bibliografía consultada (Artículos científicos).
La entropía es la medida del grado del desorden microscópico de tal. Se puede decir
que a un mayor desorden, la entropía aumentará.(4) En el campo de la biotecnología
se puede aplicar la termodinámica en un análisis para la producción de compuestos
químicos como el furfural bajo el concepto de biorefinería. Dicho análisis se basa en
el análisis energético del proceso, el cual puede predecir su rendimiento del sistema y
la eficiencia de sus componentes por mediode la cuantificación de la generación de
entropía.(5)
IV. BIBLIOGRAFÍA
1. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA Y ENTROPÍA. [Internet].
Www2.udec.cl. 2021 [cited 17 May 2021]. Available from:
http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap15.pdf
2. Sandoval M. El agua y puente de hidrógeno [Internet]. slideshare. 2015 [citado
17 mayo 2021]. Disponible en:
https://es.slideshare.net/Oli303/el-agua-y-puente-de-hidrgeno-blog-feb15
3. Educativo P. Entropía [Internet]. Portaleducativo.net. [citado el 17 de mayo de
2021]. Disponible en:
https://www.portaleducativo.net/tercero-medio/24/Entropia
4. Molina F. Segunda Ley de la termodinámica y la entropía. Arequipa; 2021. [cited 17
May 2021]. Available from:
https://web.microsoftstream.com/video/8581c357-8583-4617-9ae2-264a1c704a7d?lis
t=studio&referrer=https:%2F%2Fvirtual.ucsm.edu.pe%2F
5. Forero H, Garcia C, Cardona C. Aplicación de la termodinámica en la síntesis
óptima de procesos químicos y biotecnológicos [Internet]. Manizales,
Colombia; 2021 [cited 17 May 2021]. Available from:
http://dspace.ucuenca.edu.ec/bitstream/123456789/23889/1/1_articulo_Revist
a_13.pdf
http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap15.pdf
https://es.slideshare.net/Oli303/el-agua-y-puente-de-hidrgeno-blog-feb15
https://www.portaleducativo.net/tercero-medio/24/Entropia
https://web.microsoftstream.com/video/8581c357-8583-4617-9ae2-264a1c704a7d?list=studio&referrer=https:%2F%2Fvirtual.ucsm.edu.pe%2F
https://web.microsoftstream.com/video/8581c357-8583-4617-9ae2-264a1c704a7d?list=studio&referrer=https:%2F%2Fvirtual.ucsm.edu.pe%2F
http://dspace.ucuenca.edu.ec/bitstream/123456789/23889/1/1_articulo_Revista_13.pdf
http://dspace.ucuenca.edu.ec/bitstream/123456789/23889/1/1_articulo_Revista_13.pdf