Unidad 2. Leyes de la termodinámica

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Fisicoquímica Leyes de la termodinámica

Programa de la asignatura:

Fisicoquímica

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Leyes de la termodinámica

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Índice Presentación de la unidad…………………………………………………………………………3 Propósitos de la unidad……………………………………………………………………….…...4 Competencia específica………………………………………………………………………...…5 2. Leyes de la termodinámica…………………………………………………………………….5 2.1. Ley cero de la termodinámica……………………………………………………………….6 2.1.1. Variables intensivas y extensivas…………………………………………………………8 2.1.2. Tipos de sistemas y procesos……………………………………………………………..8 2.2. Primera ley de la termodinámica…………………………………………………………….9 2.2.1. Entalpía en sistemas biológicos…………………………………………………………12 2.2.2. Cambios de entalpía bajo diferentes condiciones……………………………………..13 2.3. Segunda Ley de la termodinámica………………………………………………………...14 2.3.1. Entropía en sistemas biológicos…………………………………………………………15 2.3.2 Cambios de entropía bajo diferentes condiciones……………………………………...21 2.4. Tercera Ley de la termodinámica………………………………………………………….22 2.4.1. Cero absoluto………………………………………………………………………………23 2.4.2. Entropía cero………………………………………………………………………………24 Actividades………………………………………………………………………………………...26 Autorreflexiones…………………………………………………………………………………...27 Cierre de la Unidad……………………………………………………………………………….27 Para saber más……………………………………………………………………………………28 Fuentes de consulta………………………………………………………………………………28

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Presentación de la unidad ¿Cómo es que los organismos, los diferentes componentes de los sistemas biológicos, y los fenómenos naturales que suceden a nuestro alrededor, tienen la energía necesaria para llevar a cabo diferentes actividades?, ¿de qué forma se obtiene? y ¿cómo es que se pierde?, o ¿qué pasa, por qué disminuye la energía? La forma sencilla de explicar ésto es mediante las leyes de la termodinámica, una ciencia auxiliar de la Física que describe la forma en que se lleva a cabo la transferencia e intercambio de materia, los diferentes tipos de energía entre los sistemas y el entorno. La explicación de cómo es que se llevan a cabo los fenómenos que existen en la naturaleza (físicos, químicos, mecánicos), y en donde cierta parte de la energía se convierte en calor, se puede hallar mediante las cuatro leyes de la termodinámica: ley cero del equilibrio térmico, 1a ley de la conservación de la energía, 2a ley de la energía transferida de un sistema a otro, y 3a ley que trata del cero absoluto.

Figura 1. Termodinámica

Se podrán resolver incógnitas de cómo se mueven los autos después de haberles adicionado combustible (gasolina), cómo se fabrican las proteínas en las células de los organismos, por qué las luciérnagas generan cierta luz de noche, cómo fabrican estructuras las células, o por qué se mueven los planetas.

En sistemas físicos como un motor, una máquina de vapor y algunos fenómenos físicos naturales, es fácil aplicar y diferenciar las leyes de la termodinámica, ya que son cíclicos, reversibles, adiabáticos, con presión, temperatura y volumen constante; es decir funcionan como máquinas técnicas. Por su parte, los sistemas biológicos en los seres vivos presentan mecanismos complejos, irreversibles y diabáticos en donde la presión y temperatura permanecen constantes.

La energía se presenta en diferentes tipos y se involucra en diferentes procesos donde se transfiere calor y se realiza trabajo; por ejemplo, cuando una persona ingiere alimentos y los trasforma químicamente en energía calorífica útil para realizar algún trabajo. Algunos

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procesos en los que intervienen las leyes de la termodinámica en los seres vivos son en el crecimiento, la oxidación de grasas, la respiración, defecación, proceso de fecundación, desarrollo embrionario, envejecimiento, sudoración, correr, nadar, descansar, trabajar, caminar, estudiar, cortejar, y un sinfín más que te puedas imaginar.

Figura 2. Tipos de energía

Propósitos de la unidad

En esta unidad comprenderás tanto las leyes de la termodinámica y su aplicación en sistemas biológicos, la entalpía y entropía, así como el cero absoluto y cómo es que éstos participan en la obtención de energía para llevar a cabo diferentes procesos y fenómenos biológicos, biotecnológicos e industriales, entre muchos otros.

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Competencia específica

Analizar las leyes de la termodinámica para determinar los efectos térmicos de las reacciones químicas dentro de los sistemas biológicos, por medio de los conceptos de entropía y entalpía.

2. Leyes de la termodinámica La termodinámica es la ciencia auxiliar de la física que estudia los procesos de transformación de energía que ocurren en el conjunto de la materia (sistema). El propósito de la termodinámica es investigar, de forma lógica, las relaciones entre las diferentes clases o tipos de energía y las diversas formas de manifestarse, además de cómo se rige la transformación de un tipo de energía en otro (Castellan, 1998).

La termodinámica tiene aplicaciones en la física, la química, la biología, la ingeniería y se auxilia de las matemáticas básicas. También es una ciencia macroscópica que se enfoca en propiedades o magnitudes como presión, temperatura y volumen (Chang, 2008).

Energía es la capacidad de realizar trabajo, es decir, mover la materia en una dirección que no se movería si se le dejara sola. La energía implica cambio, como el movimiento de un animal a otro punto. Todos los organismos necesitan de energía para mantenerse vivos. Una masa de materia que se está moviendo realiza trabajo al transferir su

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movimiento a otra materia. El calor es la energía asociada con el movimiento de las moléculas en la materia de un cuerpo (Campbell, Mitchell, y Reece, 2001).

La vida depende de cómo la energía se transforma. La energía presente al realizarse un trabajo es la energía cinética; por ejemplo pedalear una bicicleta, despegar y aterrizar un avión. La energía almacenada se expresa como energía potencial, y se refiere a la capacidad para realizar trabajo como resultado de su localización u organización; por ejemplo, un ciclista en la colina, el agua en una represa, un avión en pleno vuelo, las moléculas en una célula (Campbell et al., 2001).

Figura 3. Termodinámica

Existen cuatro leyes de la termodinámica:    

ley cero, que habla del equilibrio térmico 1° ley de la conservación de la energía 2° ley de la energía transferida de un sistema a otro y 3° ley del cero absoluto.

2.1. Ley cero de la termodinámica La ley cero también se denomina del equilibrio térmico, pues relaciona el equilibrio de temperatura de dos sistemas con presión y volumen dados. Por ejemplo, supongamos que tenemos dos sistemas A y B contenidos en recipientes. Pueden ser gases reales o ideales, sólidos o líquidos, y están aislados en un principio presentando, además, cada uno, temperatura iguales (en equilibrio), pero volumen y presión diferentes. Al ponerse en

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contacto los sistemas mediante una pared, éstos pueden o no influirse mutuamente (Castellan, 1998).

Si no se influyen, quiere decir que la pared que los separa es aislante o adiabática, y las presiones no resultan afectadas al ponerlos en contacto. Si se influyen mutuamente al entrar en contacto, quiere decir que la pared es térmicamente conductora, diatérmica o diabática y, en cierto tiempo, la presión va a cambiar hasta igualarse en ambos sistemas, A y B, que van a permanecer constantes en el tiempo (Castellan, 1998).

Si el sistema A se pone en contacto con un sistema C mediante una pared, en cierto tiempo va a equilibrarse con él. El resultado será: A=B y A=C; por lo tanto, B=C, como se expresa en la siguiente figura.

Figura 4. Ley cero de la termodinámica

Por ejemplo, una taza con sólo la mitad de café caliente a 50° C equivaldría al sistema A. Supongamos, además, que el sistema B es el café que servimos de una tetera con más líquido a la misma temperatura (50° C). Si después se agrega más café de nuestro sistema B a la taza (sistema A) hasta llenarla, la temperatura será también de 50°C. Éste se considera el sistema C. Cuando las propiedades de dos sistemas se hallan en equilibrio térmico se estabilizan en valores que no cambian con el tiempo. Los sistemas se hayan, pues, en equilibrio térmico, cuando los dos sistemas tienen dicha propiedad en común.

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2.1.1. Variables intensivas y extensivas El caos en el que se encuentra envuelto el universo puede dividirse en diferentes sistemas. Dentro de un sistema existen variables o magnitudes a determinar características definidas de cada componente que lo integra, y son de dos tipos: 

Variables intensivas: sus propiedades se miden en escalas o funciones vectoriales y dependen de la masa y el tamaño. La velocidad de reacción de en una enzima o la concentración de una sustancia química en el organismo en cierto tiempo. son ejemplos de cierta masa con energía en un tiempo dado.



Variables extensivas: son propiedades que presentan los objetos de estudio y dependen de la masa del sistema como la densidad de una sustancia, el volumen de un reactivo químico, o la masa de una muestra.

Figura 5. Variables

2.1.2. Tipos de sistemas y procesos Cualquier porción del universo, desde una célula hasta el universo completo, puede ser un sistema termodinámico: los planetas, el motor de un automóvil, un organismo, un ecosistema, un fenómeno natural, en fin, cualquier objeto que haya en el universo.

Castellan (1998), Campbell et al. (2001) y Chang (2008) coinciden en clasificar los sistemas en dos tipos:

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

Sistemas abiertos: por ejemplo, un ser vivo que intercambia materia y energía con su entorno; los ecosistemas, los océanos.



Sistemas cerrados: aquellos que no permiten este intercambio. Están contenidos en cierto espacio delimitado por paredes diabáticas o adiabáticas. Por ejemplo, un contenedor de gas con paredes flexibles, por lo que su volumen se puede dilatar y contraer, permitiendo que fluya el calor pero no la masa hacia adentro y hacia afuera del contenedor.

También podemos decir que los sistemas son: Diabático o diatérmico: sus características le permiten atravesar o traspasar energía; es decir, permiten un intercambio de calor.

Adiabático: es lo contrario; no permite el intercambio de calor con otro sistema, ya que sus paredes no se pueden atravesar.

Figura 6. Ley cero de la termodinámica

Los procesos que se llevan a cabo en estos sistemas son intercambio de energía y materia, ya sea entrada o salida en el sistema.

2.2. Primera ley de la termodinámica Propuesta por Antoine Lavoisier, la primera ley de la termodinámica establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir; es decir, indica que la energía total del universo es constante. Por un lado se pierde en un sistema pero en otro lado, otro sistema la ganará. Por ejemplo, la energía que se pierde cuando se quema petróleo en una central eléctrica puede ir, en última instancia, a nuestros hogares como energía eléctrica, calor o luz, lo que refleja que la cantidad total de

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energía es la misma antes y después de la conversión. Expresada de otra forma, sería, según Chang, (2008): Euniv = Esist + E ent Donde los subíndices significan universo, sistema y entorno o alrededor, respectivamente.

En resumidas cuentas, la primera ley de la termodinámica permite definir al calor como la energía necesaria que debe intercambiar un sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna.

Figura 7. Ley de la conservación de la energía.

Kotz, Treichel, y Weaber (2005) indican que los cambios químicos y físicos van acompañados de transferencia de energía. Cuando sudas, tu cuerpo se enfría y la evaporación de agua a través del sudor (cambio físico) retira energía del organismo y ocasiona que te sientas más fresco. Cuando el vapor de agua se condensa, se desprende calor, y este proceso tiene un impacto sobre el clima. La energía solar se almacena como

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energía química en los carbohidratos y en el oxígeno, partiendo del dióxido de carbono y agua en el proceso de la fotosíntesis, que incluye un cambio químico.

6CO2 (g) + 6H2O (l) + energía → C6H12O6 (s)+ 6O2

Esta energía química puede liberarse mediante una reacción química entre un carbohidrato y el oxígeno, ya sea en los tejidos vivos, en el laboratorio o en un incendio forestal (Kotz et al., 2005).

A continuación se mencionan algunos ejemplos de la vida cotidiana donde se expresa el efecto de la primera ley de la termodinámica (Castellan, 1998, Campbell et al., 2001 y Chang, 2008): 

La salida de un generador puede conectarse a un calentador sumergido en un recipiente con agua. La energía térmica del agua y del calentador se incrementan en la cantidad de energía eléctrica suministrada.



Un motor eléctrico puede hacer girar una rueda de paletas en un recipiente de agua, convirtiendo la energía mecánica en un aumento de la energía térmica del agua, lo que se manifiesta en un aumento de su temperatura.



En una central eléctrica no hacen energía, simplemente la convierten en una forma adecuada para el uso.



Un auto trasforma parte de la energía potencial química de los hidrocarburos de la gasolina en energía cinética combustible para hacerlo avanzar hacia adelante o atrás.



Cuando ingieres bebidas o alimentos, tus células los degradan en moléculas de carbohidratos, azúcares y lípidos que utilizas como combustible para hacer un sinfín de actividades. En cualquier sistema que te puedas imaginar sucede lo mismo; sólo se convierte la energía en una u otra forma más, no se crea ni si destruye.

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2.2.1. Entalpía en sistemas biológicos La entalpía se denomina con la letra H, y es la cantidad termodinámica que se utiliza para describir los cambios de calor que se llevan a cabo a una presión constante. Se define mediante la ecuación H = U + PV, donde U es la energía interna medida en Joules, P es la presión medida en Pascales o kilopascales, y V el volumen del sistema medido en metros cúbicos (m3) (Chang, 2008).

En los sistemas biológicos, la entalpía es de gran importancia, puesto que continuamente se están llevando a cabo conversiones de energía dentro de los sistemas, bajo la fórmula antes mencionada. Por ejemplo, la entalpía se encuentra presente en las cadenas tróficas de todos los ecosistemas, tanto terrestres como acuáticos que existen en la tierra.

Figura 8. Flujo de energía

De forma macroscópica se puede observar el flujo de energía en la cadena alimenticia. Al alimentarse un herbívoro de materia que fabrican los denominados productores (plantas), el consumidor primario (herbívoro) es fuente de energía para un carnívoro (consumidor secundario); éste es fuente de energía de un depredador carnívoro (consumidor terciario), y así sucesivamente. Cuando cada uno de estos organismos muere, pasa a formar parte de la materia orgánica que los degradadores descomponen en nutriente (abono) para que las plantas se desarrollen y crezcan, y haya continuidad en las redes tróficas (Campbell et al., 2001 y Solomon et al., 2008).

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Mientras que los cambios a nivel microscópico son aquellos procesos que involucran moléculas derivadas de cada nutriente que las células del organismo absorben para transformarla en energía (ATP), los cambios de estado que sufren las moléculas conllevan una pérdida o ganancia de energía que la célula requiere para elaborar sus moléculas de utilidad para su desarrollo y crecimiento; por ejemplo, en la síntesis de proteínas, oxidación de lípidos, degradación de carbohidratos, respiración, entre otros (Chang y College, 2002 y Chang, 2008).

En la naturaleza se puede observar cómo afecta la temperatura en un sistema. Veamos este ejemplo: cuando en temporada de invierno se forma hielo en las zonas de alta montaña, y en primavera comienza a derretirse al calentar los rayos solares mediante las reacciones exotérmicas (libera calor) y endotérmicas (absorbe calor), haciendo que parte de las moléculas de H y O (materia) se evaporen y se liberen a la atmósfera en forma de gas o se absorban por la superficie terrestre en forma líquida (Chang, y College, 2002 y Chang, 2008).

Figura 9. Cambios de estado debidos a la temperatura Simulador donde se explica cómo afecta la temperatura en los diferentes sistemas, dícese de objetos, sustancias o muestras.

2.2.2. Cambios de entalpía bajo diferentes condiciones La temperatura, la presión y el volumen de un sistema influyen para que haya un cambio de entalpía. Al quemarse cierto material en un proceso de combustión, se desprende

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calor en condiciones normales de presión (P) y temperatura (T); es decir, existe una reacción exotérmica al combinarse las moléculas del sistema con el O2.

Figura 10. Entalpía en la combustión.

En la industria alimenticia existen productos de consumo como lácteos y vegetales que para conservarse necesitan preservarse a temperaturas frías a ciertos grados bajo cero, de tal manera que su apariencia sea la misma durante cierto tiempo. Ésto se ve condicionado por la cantidad de soluto de la muestra, lo que hace que disminuya el punto de congelación para evitar que se eche a perder rápidamente.

Figura 11. Entalpía en la congelación

2.3. Segunda Ley de la termodinámica Dentro de un sistema, incluidos los sistemas biológicos; la energía tiende a fluir a través de sus componentes; a cada paso sufre transformaciones mientras siga moviéndose a través del sistema. La energía tiene dos caras o dos momentos: es potencial cuando está en reposo, y tiene las facultades para inducir un trabajo. Cuando este trabajo o

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movimiento ocurre, se gana energía cinética mientras que se va reduciendo la energía potencial.

Por ejemplo, pensemos en una canica ubicada en la cima de una pendiente. En su posición actual toda su energía es potencial, ya que no se está moviendo o realizando algún trabajo. Al descender por la pendiente, la energía potencial que poseía se transforma en energía cinética; podemos decir que la canica gana energía cinética a costa de su energía potencial, o bien que la energía potencial se transforma en cinética. La primera ley de la termodinámica habla de la conservación de la energía, postulando que la suma de las energías cinética y potencial siempre es una constante en el sistema. Cabe señalar que no especifica la cantidad de energía que se transforma o que se mantiene en su estado original; es decir; no es específica sobre la dirección que toman estas transformaciones. Quien se encarga de explicar la dirección de estos procesos naturales es la segunda ley de la termodinámica, conocida como entropía.

Estos flujos de energía resultan de vital importancia para los sistemas biológicos. Un sistema biológico puede estar compuesto por una simple célula o ser tan grande y complejo como el planeta mismo. La existencia de todo lo que habita en el planeta es el resultado de estas transformaciones de energía. A continuación ahondaremos un poco en la dinámica de este proceso.

2.3.1. Entropía en sistemas biológicos El universo, y todo lo que en él existe, incluyéndonos, está en constante movimiento. Este movimiento es producto de la transferencia de energía entre los elementos que integran un sistema.

La energía es el factor que permite realizar un trabajo, la responsable del movimiento y del cambio. Pero no se trata de un cambio al azar y desordenado o aleatorio; el sentido de los cambios y de los procesos de transferencia de energía están en función del trabajo que se realiza, y siempre es en un solo sentido. Leamos el siguiente ejemplo: Para calentar agua en una olla, necesitas prender una hornilla de tu estufa de gas. Por lo general, te vales de un cerillo que debes frotar contra la superficie rugosa ubicada en la parte lateral de su caja. Para poder frotar el cerillo y lograr que éste encienda, necesitas ejercer un trabajo con tu brazo, valiéndote de la fuerza de tus músculos. Éstos obtienen la energía necesaria para mover tu brazo de los alimentos que consumes. Por ejemplo, una manzana. La manzana contiene energía almacenada en forma de carbohidratos que tú ya

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consumiste, y que en su momento sintetizó la planta, transformando la energía de los rayos del sol que captó mediante la fotosíntesis. Estos rayos del sol fueron producidos a través de la combustión de los átomos de hidrógeno presentes en el núcleo del sol mediante una reacción de fisión nuclear.

De acuerdo a la primera ley de la termodinámica, el orden de acontecimientos sería: Los átomos de hidrógeno liberan radiación electromagnética, conocidos como rayos solares, mediante la fisión de los átomos de hidrógeno que se encuentran en su núcleo.

Estos rayos viajan a través del espacio hasta llegar a la tierra, donde son captados por las hojas de un manzano, el cual toma CO2 del ambiente y, mediante la fotosíntesis, utiliza la energía solar para transforma este CO2 en fructosa que almacena en una manzana como las que tú consumes.

Después de ingerir la manzana, por medio de tu metabolismo, transformas esos carbohidratos en ATP que es hidrolizado por tus células musculares para obtener la energía necesaria y generar el movimiento que realizas para encender el cerillo. Al friccionar el cerillo con el material rugoso de su caja, transformas esta energía cinética en energía calorífica que, a su vez, enciende el fósforo que permite que el vástago de madera del cerillo se encienda. Con esta llama inicias la combustión del gas de la estufa.

La llama del gas transfiere su energía a través de las paredes de la olla hasta el agua, que eventualmente se calentará hasta bullir, liberando vapor de agua y calor al ambiente.

Como puedes apreciar, para calentar el agua fueron necesarios varios procesos de transformación de energía. Con cada transformación, una parte de esa energía se pierde en forma de calor que es liberado al ambiente. Cuando hablamos de pérdida se debe entender que se pierde en el sentido de que no es posible realizar un trabajo con ésta.

Entonces, podemos decir que la cantidad de energía útil1 con la que se inicia un proceso siempre es mayor a la cantidad de energía útil con la que se termina. Por tal motivo, la energía remanente en el último proceso no alcanzaría para poder revertirlo y, de esta manera, regenerar la energía proveniente de los rayos del sol.

Con esta idea abordaremos la segunda ley de la termodinámica. Esta ley indica el sentido en el que se dan las transformaciones de energía en todos los procesos que ocurren en la naturaleza y en cualquier sistema. De una manera sencilla, podemos decir que la segunda ley de la termodinámica establece que la energía siempre fluye desde un

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Energía que te permite realizar un trabajo.

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estado de mayor concentración hacia otro de menor concentración; es decir, siempre lo hace hacia abajo, de donde hay más hacia donde hay menos, de lo caliente a lo frío, y nunca en sentido inverso de manera espontánea (Hewitt, 1999).

En todo trabajo realizado en un sistema como una máquina de vapor, un motor de combustión interna como los de los automóviles, una turbina de avión, el propio cuerpo humano o una reacción química, la energía utilizada se distribuirá de esta forma: 1. Una parte de la energía utilizada será absorbida por el propio sistema en forma de calor. Esto lo puedes apreciar, por ejemplo, en tu cuerpo: siempre está a una temperatura constante porque absorbes una parte de la energía que consumes en forma de calor.

2. Otra parte de la energía utilizada se empleará para realizar el trabajo. En el motor de un auto, de la energía total que aporta la gasolina, una parte será absorbida por el cuerpo del motor en forma de calor (punto 1), y otra parte será utilizada para impulsar los pistones para mover el automóvil (trabajo).

3. Finalmente, la última parte de la energía utilizada será movilizada hacia un sitio de menor temperatura, perdiéndose. Retomando el ejemplo del motor del automóvil, una parte de la energía total que aporta la gasolina al quemarse, será absorbida por el propio cuerpo del motor; otra parte será convertida en trabajo, es decir, en la energía cinética que mueve el auto. La última parte será transferida hacia el exterior en forma de calor presente en el smog del auto y en el exceso de calor que el motor irradia hacia la atmósfera. En este sentido, la energía liberada hacia el exterior de este sistema es una pérdida, ya que no puede emplearse nuevamente para mover al automóvil. Sin embargo, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica, no se pierde, ya que cuando el calor del smog y del motor son absorbidos por la atmósfera, calientan el aire que los circunda, acelerando sus partículas y ocasionando que éstas se muevan más rápido. Por lo anterior, podemos concluir que “Ningún sistema es capaz de transformar en trabajo (energía cinética) toda la energía que ocupa: siempre se pierde una parte de la energía total en forma de calor emitido hacia el exterior del sistema”.

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Figura 12. Diagrama del flujo de energía dentro en un sistema.

Dentro de un sistema, una parte de la energía se utiliza para realizar un trabajo, mientras que el resto es absorbida por el propio sistema o se libera al ambiente. En ambos casos se disipa.

La primera ley de la termodinámica estipula que la energía no puede crearse ni destruirse.

Por otro lado, la segunda ley de la termodinámica la complementa al estipular que la energía, a su paso por las diferentes transformaciones, se deteriora en formas menos útiles con cada transformación. No se destruye, si no que se disipa (figura anterior); (Hewitt, 1999).

Refiriéndonos a la imagen de arriba, antes de ser transformada por el sistema, la energía total tiene un nivel de orden máximo; conforme atraviesa las diferentes transformaciones va degenerándose en energía más desorganizada. Su calidad va disminuyendo y cada vez es menos útil para realizar un trabajo. Bajo el contexto de la segunda ley de la termodinámica, se dice que “los sistemas naturales tienden a un estado de mayor desorden”. El desorden o aleatoriedad se incrementa como consecuencia del uso de la energía dentro del sistema porque el desorden es el estado más probable: es el estado más propenso al equilibrio. Recuerda que la energía fluye desde donde está más concentrada hacia donde lo está en menos grado, hasta equilibrarse.

Recapitulando, la segunda ley de la termodinámica puede resumirse en los siguientes puntos:

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  

 

La cantidad de energía útil (que permite realizar un trabajo) con la que se inicia siempre es mayor a la cantidad de energía útil con la que se termina.

La energía siempre fluye desde un estado de mayor concentración hacia otro de menor concentración.

Ningún sistema es capaz de transformar en trabajo (energía cinética) toda la energía que ocupa; siempre se pierde una parte de la energía total en forma de calor emitido hacia el exterior del sistema.

La energía, a su paso por las diferentes transformaciones, se deteriora en formas menos útiles con cada transformación: no se destruye, sino que se disipa.

Los sistemas naturales tienden a un estado de mayor desorden (Hewitt, 1999, Kotz, 2005).

Hablando de desorden, resulta ser que este concepto se asocia con el caos, una situación indeseable. Cuando algo está desordenado, es más difícil de manejar y hay que invertir mucha energía en transformarlo en un estado ordenado. Cuando observas que tu habitación está desordenada, debes invertir mucho tiempo y esfuerzo para restablecer el orden (de acuerdo a tu concepción de éste) en tu habitación. Una vez que la has ordenado, no dura mucho tiempo en ese estado, y tiende a desordenarse nuevamente, como si el estado desordenado fuera el más probable. Y es la realidad, todo sistema tiende al desorden.

Sin embargo, el desorden es un elemento inherente a todo sistema, y además, inevitable.

Y es inevitable, ¡porque es el estado más probable!

Podemos entender a la entropía como un atributo que puede asociarse con el desorden presente en un sistema. Para ligar el concepto de entropía con la segunda ley de la termodinámica, recordemos que esta ley postula que “en un proceso espontáneo de transferencia de energía, la entropía del universo incrementa”. Ésto se debe a que, en los procesos espontáneos, la materia y la energía siempre se dispersan, tendiendo al desorden.

La termodinámica guarda una relación muy estrecha con el origen de la vida en la tierra.

Para que ésta se dé, se requiere de la síntesis de biomoléculas. Tomemos en cuenta que estas moléculas están construidas a partir de átomos: elementos estructuralmente más sencillos. Evidentemente, los átomos de carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno (N), azufre (S) y fósforo (P), tienen un estado de orden menor que el de las biomoléculas, cuya existencia implica un estado superior de orden entre los átomos que

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las conforman. Recordemos que, de acuerdo con la entropía, todo sistema tiende al desorden. Sería entonces lógico pensar que las biomoléculas, por ejemplo, los ácidos nucléicos, por efecto termodinámico se descompusieran en los átomos que las conforman. Sin embargo, y para beneficio de la continuidad de la vida, este hecho no tiene lugar.

Figura 13. Representación de un átomo de hidrógeno, el átomo más simple que existe.

Figura 14. Representación de una molécula de glucosa.

Figura 15. Cadena de ADN

El ordenamiento de una gran cantidad de átomos inevitablemente requiere de una disminución de la entropía, por lo que algunos estudiosos sostienen que la vida representa una violación a la segunda ley de la termodinámica. Sin embargo, el ordenamiento de las biomoléculas que constituye una disminución local de la entropía es compensado con un aumento de la misma en el resto del universo, por lo que no se viola la segunda ley.

En la bioquímica y la fisiología de los seres vivos podemos encontrar ejemplos similares.

En primera instancia, se puede apreciar una aparente violación a la segunda ley de la termodinámica. Sin embargo, tras analizarlos, observaremos que no es posible; al menos no sin invertir una cantidad importante de energía.

Recordarás que una característica de los organismos homeotermos es la capacidad de mantener su temperatura corporal constante. Como sucede con cualquier sistema, de toda la energía que empleamos para realizar nuestros procesos biológicos, una parte se utiliza para llevar a cabo algún trabajo, como nuestro metabolismo. Otra parte es absorbida por nuestro cuerpo, manteniendo la temperatura constante, y el resto se transfiere a la atmósfera.

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2.3.2 Cambios de entropía bajo diferentes condiciones Si comparamos las entropías de la materia en sus diferentes estados (sólido, líquido y gaseoso) podemos encontrar que los gases tienen más entropía que los líquidos; y estos, a su vez, tienen mayor entropía que los sólidos.

Por ejemplo, las partículas de los sólidos permanecen en una posición fija, formando una red cristalina. Si este sólido es fundido, la energía empleada para tal efecto induce un arreglo en las partículas, donde éstas adquieren más libertad para moverse y adoptar diferentes configuraciones espaciales, ya que, al fluir, comienzan a moverse, a desordenarse. Si a este líquido se le adiciona más energía, los enlaces que mantenían juntas a las moléculas en los estados sólido y líquido desaparecerán y el líquido comenzará a evaporarse. De esta manera aumenta considerablemente su entropía.

Figura 16. En este ejemplo del agua se puede apreciar cómo cambia su entropía conforme pasa por los estados sólido, líquido y gaseoso. Se trata de la misma molécula: el agua. Sin embargo, en los tres estados no existe la misma cantidad de energía. En el estado sólido la energía es menor. Conforme se adiciona calor, se induce el cambio de estado y se incrementa la entropía.

En términos generales, las moléculas de mayor tamaño tienen mayor entropía que las moléculas pequeñas. De la misma forma, las moléculas que tienen estructuras complejas cuentan con mayor entropía que las moléculas de estructura más simple. Ésto se debe a que las moléculas complejas tienen mayor oportunidad para rotar, vibrar y girar en el espacio y sobre sus ángulos.

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METANO

ETANO

PROPANO

Figura 17. Su entropía es de 186.3 j/k. mol. menor, con respecto al etano y propano.

Al tener sólo un átomo de carbono (C) los cuatro átomos de hidrógeno (H) pueden vibrar un poco y girar moderadamente sobre su eje.

Figura 18. Su entropía es de 229.2 j/k. mol. Es mayor que la del metano, pero menor que la del propano. Esta molécula tiene dos carbonos (1 y 5) que pueden girar entre sí. A su vez, los tres hidrógenos que están enlazados a cada carbono pueden rotar hasta donde el impedimento esférico de la molécula se los permita.

Figura 19. Su entropía es de 270.3 j/k. mol, la mayor de los tres puesto que es el más complejo, con tres carbonos (en azul) que, a causa del impedimento esférico están enlazados en ángulo. Los carbonos de las orillas pueden girar y vibrar, al igual que los hidrógenos que tienen enlazados.

Para cualquier sustancia, la entropía es mayor a medida que se incrementa la temperatura. Los cambios de estado de la materia se acompañan de un gran aumento de la entropía de las moléculas (Koltz, 2005).

2.4. Tercera Ley de la termodinámica La tercera ley de la termodinámica establece que toda sustancia posee una entropía positiva definida. Ahora sabes que la entropía de una sustancia está determinada por el tipo de moléculas que la conforman, la complejidad de estas moléculas, la energía del sistema y el estado en el que esta materia se encuentra. También postula que esta entropía definida, a la temperatura de cero absoluto, puede llegar a cero; es decir, que la entropía se elimine. ¿Es esto posible? Esta situación puede observarse en el caso de las sustancias puras, cristalinas y perfectas. En este momento aparecen dos conceptos nuevos en nuestro camino hacia el entendimiento de la termodinámica: el cero absoluto y las sustancias puras; ambos los analizaremos a continuación e identificaremos qué relación guardan con la termodinámica.

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2.4.1. Cero absoluto De acuerdo con las leyes de la termodinámica que hemos estudiado, la energía viaja o se transfiere a favor de un gradiente; desde donde está más concentrada hacia donde está menos concentrada. Cuando tú tocas un objeto caliente, por ejemplo, una olla con agua hirviendo, la energía térmica se transfiere de la estufa a tu mano y puedes sentirla. Por el contrario, si tocas un cubito de hielo la temperatura fluirá desde tu mano hacia el cubito y sentirás ese flujo. La temperatura es una unidad de medida que nos explica el flujo de energía cinética, pero, ¿cómo la medimos?

Cuando existe un cambio en la temperatura de una fracción de materia, ocurren cambios en algunas de sus características, como pueden ser: su tamaño, propiedades ópticas, eléctricas o magnéticas. Nosotros podemos medir el cambio de temperatura precisamente con el registro de estos parámetros. Estamos muy familiarizados con la escala centígrada para medir la temperatura de algunas cosas valiéndonos de un instrumento conocido como termómetro.

Utilizando esa escala (centígrada o Celsius, °C) se han podido registrar algunas temperaturas extremas. Por ejemplo, la temperatura del centro del sol asciende a 19,999,726.85 °C, mientras que una bomba de hidrógeno libera una temperatura de 99,999,726.85 °C. Por otro lado, la temperatura más baja que se ha registrado en el planeta es de -89.5 °C en la Antártida, allá, en el hogar de los pingüinos. ¿Puedes imaginarte el calor o el frío de estas temperaturas? Resulta complicado. Existen otras temperaturas que sí conocemos: el agua hierve a 100°C, la temperatura de nuestro cuerpo oscila entre los 36 y 37°C, el agua se congela a 0°C; pero para poder estudiar el concepto de cero absoluto requerimos de otra escala utilizada por los científicos para medir la temperatura, y dicha escala es la Kelvin (K), nombrada de este modo en honor a William Thomson Lord Kelvin, quien la propuso.

En la escala Kelvin se asigna el valor 0 (cero) a la temperatura más baja posible a la que una sustancia carece de energía térmica para transferir. A esta temperatura se le conoce como Cero Absoluto, y en escala Celsius corresponde a -273°C. En la escala Kelvin no se aprecian números negativos a diferencia de la escala centígrada. Por ejemplo, el punto de congelación del agua que corresponde a 0°C en esta escala corresponde a 273K; la temperatura del centro del sol sería de 20,000,000K, y la de la bomba de hidrógeno, 100,000,000K.

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Figura 20. Comparación gráfica de la relación entre las escalas Kelvin y Celsius.

2.4.2. Entropía cero Como hemos discutido, la energía fluye a través de un sistema a favor de un gradiente.

Sabemos que en cada paso sufre transformaciones y va degenerando en formas menos útiles de energía, liberando calor al medio. Conocemos que la entropía del sistema se incrementa con cada proceso de transformación de energía.

Acabamos de introducirnos en el concepto del cero absoluto y la escala que lo contempla.

Ahora es momento de relacionar los conceptos de entropía y cero absoluto con la termodinámica y las implicaciones que esta relación tiene para un sistema y para el proceso de transformación de energía.

Ahora tenemos una percepción de la relación existente entre los cambios de estado, físicos y estructurales con la entropía. La gran mayoría de los procesos conducen a un incremento en la entropía total del sistema. Sabemos que un cambio de estado, como puede ser la fusión, la evaporación, o un proceso de disolución, conducen a un incremento de la entropía. Sin embargo, existen procesos que llevan a un descenso en la

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entropía de sistema, como la congelación de algún líquido. La baja de temperatura incrementa el orden en el sistema y, por lo tanto, la entropía disminuye.

Visto desde otro ángulo, en un proceso de congelación como el del agua, los átomos del sistema se encuentran inmovilizados en alguna medida. Con esta inmovilización podemos decir que se pierden grados de libertad de los átomos, ya que no pueden moverse de manera azarosa como lo harían libremente. ¿Cuáles son los grados de libertad de un átomo o de una molécula?

Traslación: La molécula entera puede moverse en una dirección.

Vibración: Los átomos de una molécula presentan movimientos de vibración.

Rotación: Las moléculas pueden girar sobre su propio eje pese a encontrarse formando parte de un enlace químico.

Mediante estas formas de movimiento, una molécula almacena energía, energía cinética.

Cuanto mayores son los movimientos de la molécula, se ganan grados de libertad y, finalmente, mayor entropía (Brown, 1998).

Figura 21. Representación gráfica de los grados de libertad de una molécula. Mediante estos movimientos las moléculas almacenan energía directamente relacionada con la entropía que poseen y con el estado en el que se encuentren.

Sin embargo, cuando disminuimos la energía térmica que posee un sistema mediante la reducción sustancial de su temperatura, logramos disminuir la energía almacenada en los

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grados de libertad del sistema. En este momento existe una menor cantidad de energía almacenada en la molécula, lo que ocasiona que la entropía disminuya. Pero, ¿qué pasaría si la temperatura continuara disminuyendo? ¿Lograríamos detener totalmente los movimientos de los grados de libertar de una molécula? Sí.

La tercera ley de la termodinámica postula que “la entropía de una sustancia cristalina pura, sometida a la temperatura de cero absoluto, es igual a cero”. La entropía es una magnitud de desorden. Al no haber entropía se induce al orden perfecto: un cristal. Los átomos de estas moléculas estarían ordenados en una red cristalina perfecta; sin embargo, esta condición de entropía cero es reversible.

Evidentemente, la forma de revertir este proceso es mediante la inducción de energía al sistema; más en específico, mediante la adición de energía térmica. Partiendo del cero absoluto, al adicionar energía, las moléculas del cristal la absorberán paulatinamente hasta que no puedan permanecer en estado cristalino o sólido, induciendo así un cambio de estado. Eventualmente, las moléculas se evaporarán, llegando a su nivel máximo de entropía (Brown, 1998).

Actividades La elaboración de las actividades estará guiada por tu docente en línea, mismo que te indicará, a través de la Planeación didáctica del docente en línea, la dinámica que tú y tus compañeros (as) llevarán a cabo, así como los envíos que tendrán que realizar.

Para el envío de tus trabajos usarás la siguiente nomenclatura: BFIQ_U2_A1_XXYZ, donde BFIQ corresponde a las siglas de la asignatura, U2 es la etapa de conocimiento, A1 es el número de actividad, el cual debes sustituir considerando la actividad que se realices, XX son las primeras letras de tu nombre, Y la primera letra de tu apellido paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

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Autorreflexiones Para la parte de autorreflexiones debes responder las Preguntas de Autorreflexión indicadas por tu docente en línea y enviar tu archivo. Cabe recordar que esta actividad tiene una ponderación del 10% de tu evaluación.

Para el envío de tu autorreflexión utiliza la siguiente nomenclatura: BFIQ _U2_ATR _XXYZ, donde BFIQ corresponde a las siglas de la asignatura, U2 es la unidad de conocimiento, XX son las primeras letras de tu nombre, y la primera letra de tu apellido paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

Cierre de la Unidad Ahora sabes que de la relación existente entre materia y energía depende la continuidad y la estabilidad del universo entero. Es a través de los flujos de energía y de las transformaciones de materia en energía y viceversa que el universo se mueve y la vida existe. Todos los procesos que tienen lugar en el universo, incluyendo los biológicos, que son de nuestro especial interés, están gobernados por las leyes de la termodinámica de manera directa o indirecta. De ahí la importancia que tiene el estudio de esta ciencia.

Podemos decir que conocer los procesos termodinámicos es conocer la vida misma.

Tras haber cursado esta asignatura habrás adquirido bases sólidas que te permitirán continuar tus estudios sobre los procesos relacionados con el balance de energía. Estas bases, a su vez, te facultarán para proponer nuevas alternativas en el empleo de la termodinámica en el área de la biotecnología donde te desempeñes. Felicidades.

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Para saber más

Para saber más, te sugerimos consultar estas lecturas que te permitirán enriquecer tus conocimientos sobre la termodinámica:   

Caldera-Cabral, G.A y Urena-López, L.A. (2007). Materia y energía oscuras, ¿qué son? Revista mexicana de fisiología, 53(4), pp. 17-21.

Herrera, C. A., Rosillo, M. E. y Castaño, L. Fugas de calor y aprovechamiento de efluentes en la optimización de ciclos Brayton totalmente irreversibles.

Ramírez, M. H. (2008, junio). Energética de la contracción muscular en el régimen de operación ecológico. Revista Mexicana de Física, E54 (1), pp. 47–50.

Fuentes de consulta

Bibliografía básica  Ball, D. W. (2004). Fisicoquímica. México D.F.: International Thomson Editores.

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         

Brown, T. L., May, H. & Bursten, B. (1998). Química, la ciencia central. 7a ed.

México: Pearson.

Campbell, A. N., Mitchell, G. L. y Reece, B. J. (2001). Biología, conceptos y relaciones. 3a ed. Naucalpan, Edo de México: Pearson. Addison-Wesley.

Castellan, G. W. (1998). Fisicoquímica. 2a. ed. Estado de México: Addison-Wesley Longman.

Chang, R. (2008). Fisicoquímica. 3a. ed. México, D. F. McGraw-Hill Interamericana.

Chang, R. y College, W. (2002). Química. 7a. ed. México, D.F. Mc Graw-Hill.

Hewitt P. (1999). Conceptos de física. Limusa. México.

Kotz J., Treichel P., Weaber G. (2005) Química y reactividad química. 6a. ed.

Thomson. México.

Maron S.H. y Prutton C. F. (2003). Fundamentos de fisicoquímica. México, D.F. Limusa.

Morris G. J. (2001). Fisicoquímica para biólogos. Barcelona, España. Reverté S. A. Solomon E. P., Berg L. R y Martin W. D. (2008). Biología. 8a. ed México, D.F. McGraw-Hill Interamericana.

Bibliografía alternativa:  Castellan, Gilbert. (2008). Fisicoquímica. 2a. ed. Estado de México. AddisonWesley Longman. México S.A. de C.V.  Chang, R. (2008). Fisicoquímica. 3a. ed. México, D. F. McGraw-Hill Interamericana.  Engel, Thomas. (2007). Introducción a la fisicoquímica: termodinámica. Pearson.

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