Sistema

[Termoquímica] Sección 1. Conceptos clave. [La energía] [Sistema] Otros conceptos. [Vitalismo]

En termodinámica, para comprender las interacciones energéticas y materiales, es crucial establecer un marco de referencia claro. Este marco se construye a partir de conceptos fundamentales como sistema, fronteras, alrededores, punto de vista, y las diferentes formas de conceptualizar el estado de un sistema, lo que incluye estados de tiempo relativo (funciones de estado clásicas) y estados continuos.

Sistema, Fronteras y Alrededores

El sistema es, por definición, la parte específica del universo que hemos elegido para nuestro estudio. Es el foco de nuestra atención y el lugar donde se observarán y analizarán los cambios de energía y materia. Todo lo que no forma parte del sistema se denomina alrededores. Juntos, el sistema y los alrededores constituyen el universo. Por ejemplo, en una reacción química en un vaso de precipitados, el sistema podría ser solo los reactivos y productos dentro del vaso. Los alrededores serían el vaso mismo, el aire circundante o la mesa. En un motor de combustión, el sistema sería la mezcla de combustible y aire en un cilindro, mientras que los alrededores serían el cilindro, el pistón y el resto del motor. Elegir el sistema con precisión es el primer paso en cualquier análisis termodinámico, ya que define qué se incluye en los cálculos y qué se considera externo.

Las fronteras son los límites reales o imaginarios que separan el sistema de sus alrededores. Son esenciales porque definen dónde termina un componente y comienza el otro, y a través de ellas se produce el flujo de materia y energía. Estas fronteras pueden ser rígidas (como las paredes de un recipiente de acero) o flexibles (la superficie de un globo); fijas (las paredes de un laboratorio) o móviles (un pistón); permeables (permitiendo el paso de materia y energía), impermeables (no permitiendo el paso de materia), adiabáticas (no permitiendo el paso de calor) o diatérmicas (permitiendo el paso de calor). Por ejemplo, en un vaso de precipitados abierto, la superficie del líquido y las paredes son fronteras que permiten el intercambio de calor y gases. Si se sella, la frontera se vuelve impermeable a la materia.

Figura 1. Trabajo y calor son formas de transferencia de energía: el primero implica una fuerza aplicada a lo largo de una distancia, mientras que el segundo se transfiere por diferencia de temperatura, afectando el movimiento microscópico de las partículas. Ambos son clave en química y termodinámica, especialmente al analizar reacciones exotérmicas, endotérmicas y el balance energético de sistemas.

El punto de vista en termodinámica se refiere a la perspectiva desde la cual se observa el sistema. Puede ser macroscópico, estudiando propiedades observables como presión, temperatura y volumen, sin considerar el comportamiento individual de las partículas. Este es el enfoque de la termodinámica clásica. Alternativamente, puede ser microscópico o molecular (de la mecánica estadística), analizando el comportamiento de partículas individuales (átomos y moléculas) para derivar las propiedades macroscópicas. La elección del punto de vista determina el nivel de detalle y las herramientas matemáticas a emplear.

Estado del Sistema: De lo Puntual a lo Continuo

El estado de un sistema se define por un conjunto de propiedades que describen su condición en un momento dado. En termodinámica, hablamos de funciones de estado, que son propiedades cuyo valor solo depende del estado actual del sistema, no de cómo se llegó a él. Esto es crucial para entender los estados de tiempo relativo, que se refieren a los estados inicial y final de un proceso. Por ejemplo, en una reacción química, el estado inicial se define por la temperatura, presión y concentración de los reactivos antes de que comience. El estado final se define por esas mismas propiedades una vez que la reacción ha terminado y el sistema ha alcanzado un nuevo equilibrio. Propiedades como la energía interna, la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs son funciones de estado. Esto implica que el cambio en entalpía de una reacción, por ejemplo, es siempre el mismo, sin importar el camino que tome la reacción. Este concepto es fundamental en la Ley de Hess.

Por otro lado, un estado continuo para más de un punto de tiempo implica que estamos observando la evolución del sistema a lo largo de un período, no solo en un momento inicial y final. Esto es relevante al estudiar procesos dinámicos o no estacionarios, donde las propiedades del sistema cambian con el tiempo, y nos interesa la trayectoria. 

Figura 2. El cilindro con pistón móvil es un modelo termodinámico clave. Permite visualizar el trabajo de expansión/compresión, explicando la Primera Ley de la Termodinámica. Es fundamental para la entalpía a presión constante, siendo vital para entender motores y procesos químicos. Su versatilidad lo hace indispensable para comprender la energía y sus transformaciones

Por ejemplo, la temperatura de un reactor químico a medida que se calienta, o la concentración de un reactivo a medida que disminuye durante una reacción. Mientras la termodinámica clásica se enfoca en los estados iniciales y finales (estados de equilibrio), la cinética química y la termodinámica de procesos irreversibles abordan el estado continuo.

Tipos de Sistemas por Flujo de Materia y Energía

La clasificación de los sistemas según cómo interactúan con sus alrededores en términos de flujo de materia y energía es fundamental en termodinámica.

• Sistema Aislado: Este sistema no permite el intercambio de materia ni energía con sus alrededores. Es un concepto idealizado, ya que en la realidad es casi imposible crear un sistema perfectamente aislado. El universo mismo se considera el único sistema verdaderamente aislado. Un termo de alta calidad es una aproximación a un sistema aislado, ya que minimiza el intercambio de calor y materia. En química, una reacción en un recipiente perfectamente sellado y aislado térmicamente sería un ejemplo teórico.
• Sistema Cerrado: Un sistema cerrado permite el intercambio de energía (generalmente calor o trabajo) con sus alrededores, pero no de materia. La masa dentro del sistema permanece constante. Un ejemplo clásico en química es una reacción en un matraz Erlenmeyer sellado herméticamente. El calor puede entrar o salir, pero los reactivos y productos no pueden escapar. Un bombillo encendido también es un sistema cerrado, ya que emite luz y calor (energía), pero su masa no cambia significativamente.
• Sistema Abierto: Este es el tipo de sistema más común, y permite el intercambio de materia y energía con sus alrededores. La mayoría de los sistemas biológicos y tecnológicos son abiertos. Un vaso de precipitados abierto donde se mezcla un ácido con una base es un sistema abierto, ya que puede liberar calor (energía) y los gases producidos pueden escapar (materia). Un ser humano es un sistema abierto: intercambia materia (alimentos, agua, aire) y energía (calor, trabajo) constantemente. Las células vivas, los ecosistemas y las plantas de producción química en operación continua son todos ejemplos de sistemas abiertos, donde los flujos constantes de entrada y salida son clave para su funcionamiento.

Referencias

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