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FISICOQUÍMICA GENERALI. PROCESOS TERMODINÁMICOS

 1.1.  Sistemas, sistemas gaseosos y sus transformaciones.

1.1.1 Conceptos termdinámicos, funciones de estado y ecuación de estado

1.1.2 Introducción a gases

1.2. Ley de Raoult, fracción molar y propiedades extensivas e intensivas

1.2.2 Relacion Presión - Volumen; Volumen - Temperatura; Presion - Temperatura en gases.

1.3 Hipótesis de Avogadro; Ley general del estado gaseoso; Leyes de Dalton, Amagat y Graham.

1.3.1 Problemas resueltos

1.3.2  Ejercicios propuestos

1.3.3 Autoevaluación de gases ideales

1.4 Introducción a Gases Reales

1.4.1 Desviaciones aparentes y reales, factor de compresibilidad, grafica Z-P, temperatura de Boyle.

1.4.2 Ecuación de Van der Waals

1.4.3 Isoterma de un gas real

1.4.4 Ley de Estados Correspondientes y otras ecuaciones de estado

1.4.5 Manómetro de Warburg y de Van Slyke

1.4.6 Autoevaluación

1. 5. Energia y sus transformaciones

1.6 Ley cero, Primera ley de la termodinamica;

1.6.1 Energia, calor, trabajo; procesos reversibles e irreversibles y energía interna

1.6.2 Entalpía

1.6.3 Problemas resueltos

1.6.4 Ejercicios propuestos

1.6.5 Autoevaluación de Primera Ley

1.7 Segunda ley de la termodinámica, procesos espontáneos y no espontáneos,

1.7.1 Ciclo de Carnot.

1.7.2 Entropía

1.8 Tercera ley de la termodinámica, termodinámica en sistemas abiertos, niveles de energía, estructuras disipativas.

1.8.1 Problemas resueltos

1.8.2 Ejercicios propuestos

1.8.3 Autoevaluación

1.9 La energía en reacciones químicas, calorimetría, cuantificación teórica de calores de reacción, ley de Lavoisier y Laplace. Ley de Hess.

1.10 Problemas resueltos

1.11 Problemas propuestos

II. CRITERIOS PARA ESTABLECER EL SENTIDO DE UN PROCESO CUANDO VARIA LA ENERGÍA LIBRE

2.1 Fundamentos de Bioenergética

2.2 Energía libre en sistemas ideales y reales. Energía libre de Gibbs y Helmholtz. Potencial Químico, energía libre y dependencia de la temperatura.

2.3 Constante de equilibrio y su dependiencia con la temperatura; estado de equilibrio dinámico, estado estable, isoterma de reacción, actividad, fugacidad y coeficiente de actividad.

2.4 Principio de Le Chatelier y su relación con la termodinámica.

2.5 Problemas resueltos

2.6 Problemas propuestos

2.7 Autoevaluación

2.8 Regla de Fases de Gibbs

2.9 Diagráma de fases

2.10 Condiciones de equilibrio para sistemas de un componente.

2.11 Fundamentos de la Liofilización, propiedades generales de la fase líquida, equilibrio líquido gas.

2.12 Ecuación de Clapeyron. conceptos generales de presión de vapor de fases condensadas, aplicación de la ecuación de Clapeyron

2.13 Sistemas Binarios, definición, concepto de soluto y disolvente, tipos de soluciones y formas de expresión de la conecntración.

2.14 Solución ideal, definición, potencial químico de soluciones diluídas, ecuación de Gibbs-Duhem, humedad relativa.

2.15 Propiedades coligativas

III. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS

3.1 Soluciones, soluciones de no electrolítos, soluciones de electrolitos.

3.2 Disociación del agua, curvas de neutralización, ecuación de Nerst y medidas de pH, electrodos de vidrio y calomel

3.3 Conductividad, pH y su regulación, operación de los sitemas amortiguadores en los seres vivos, Sistemas amortiguadores en los organismos y mecanismos de acción amortiguadora, Ecuación de Henderson-Hasselbach. propiedades de los amortiguadores y capacidad amortiguadora.

3.4 Tipos y potencial de electrodos

3.5 Celdas electroquímicas y determinaciones potenciométricas; tipo de reacciones electroquímicas de óxido-reducción

3.6 Problemas Resueltos.

3.7 Problemas Propuestos.

IV FENÓMENOS DE SUPERFICIE

4.1 Tensión Interfacial

4.2 Tipos de adsorción. Generalidades sobre la adsorción, adorción del la interfase sólido-gas, isotermas de Henry, Langmuir y Freundlich.

4.3 Adsorción interfase líquido-líquido, Ecuación de adsorción de Gibbs.

4.4 Aspectos generales de los sistemas coloidales. Parametros fisicoquímicos de los sistemas coloidales. conceptos generales y clasificación de los coloides.

4.5 Preparación de los sistemas coloidales y sus fundamentos de técnicas de estudio, ópticas, dispersión de la luz.

4.6 Ley de Rayleigh, Absorción de la luz, ley de lambert y Beer.

4.7 Cinéticas, ósmosis, presión osmótica, sedimentación. Aplicación de la ley de Stokes.

4.8 Teoría de la doble capa de micela, electrocinéticas, estabilidad y floculación.

4.9 Técnicas de electrofloresis, diálisis y electrodiálisis.

4.10 Problemas Resueltos

4.11 Problemas Propuestos

V. Estudio de la velocidad de una reacción química

5.1 Las reacciones químicas, su velocidad y los facores que la afectan

5.2 Reacciones estáticas e irreversibles, molecularidad y orden de una reacción. Orden cero y primer orden

5.3 Ecuación de Arrhenius.

5.4 Problemas Resueltos

5.5 Problemas propuestos

FISICOQUIMICA II. Introducción al curso

1.1 Estados de la materia, características y propiedades, efectos de la presión y temperatura.

1.2 Importancia de los gases

1.3 Conceptos fundamentales, sistema, frontera, alrededores, paredes, clasificación de los sistemas.

1.4 Conceptos termodinámicos, funciones de estado y ecuación de estado

1.5 Concepto de ecuación de estado y equilibrio termodinámico.

II. MODELOS DE SISTEMAS GASEAOSOS

2.1  Introducción a gases, concepto de gas ideal

2.2 Ley de Raoult, fracción molar y propiedades extensivas e intensivas

2.3 Relacion Presión - Volumen; Volumen - Temperatura; Presion - Temperatura en gases.

2.4 Hipótesis de Avogadro; Ley general del estado gaseoso; Leyes de Dalton, Amagat y Graham.

2.5 Problemas resueltos

2.6  Ejercicios propuestos

2.7 Autoevaluación de gases ideales

2.8 Introducción a Gases Reales

2.9 Desviaciones aparentes y reales, factor de compresibilidad, grafica Z-P, temperatura de Boyle.

2.10 Ecuación de Van der Waals

2.11 Isoterma de un gas real

2.12 Ley de Estados Correspondientes y otras ecuaciones de estado

2.14 Autoevaluación

III. LEYES DE LA TERMODINÁMICA

3.1 Energia y sus transformaciones

3.2 Equivalente mecánico , Ley cero, Primera ley de la termodinamica;

3.4 Energia, calor, trabajo; procesos reversibles e irreversibles y energía interna

3.5 Termoquímica, expansión de Joule, propiedades de la entalpía

3.6 Problemas resueltos

3.7 Ejercicios propuestos

3.8 Autoevaluación de Primera Ley

3.9 Introducción a la Segunda ley de la termodinámica, procesos espontáneos y no espontáneos, y máquinas térmicas

3.10 Ciclo de Carnot, refrigerador de Carnot

3.11 Ciclos de Otto y de Diesel

3.12 Segunda ley de la termodinámica y concepto de Entropía

3.13 Tercera ley de la termodinámica, termodinámica en sistemas abiertos, niveles de energía, estructuras disipativas.

3.14 Problemas resueltos

3.15 Ejercicios propuestos

3.16 Autoevaluación

IV. POTENCIALES TERMODINÁMICOS Y EQUILIBRIO QUIMICO 

4.1La energía en reacciones químicas, calorimetría, cuantificación teórica de calores de reacción, ley de Lavoisier y Laplace. Ley de Hess.

4.2 Fundamentos de Bioenergética

4.3 Energía libre en sistemas ideales y reales. Energía libre de Gibbs y Helmholtz. Potencial Químico, energía libre y dependencia de la temperatura.

4.4 Constante de equilibrio y su dependiencia con la temperatura; estado de equilibrio dinámico, estado estable, isoterma de reacción, actividad, fugacidad y coeficiente de actividad.

4.5 Principio de Le Chatelier y su relación con la termodinámica.

4.6 Problemas resueltos

4.7 Problemas propuestos

4.8 Autoevaluación

V. EQUILIBRIO DE FASES Y SISTEMAS BINARIOS

5.1 Regla de Fases de Gibbs

5.2 Diagráma de fases

5.3 Condiciones de equilibrio para sistemas de un componente.

5.4 Ecuación de Clapeyron. conceptos generales de presión de vapor de fases condensadas, aplicación de la ecuación de Clapeyron

5.5 Tablas de vapor de agua, su descripción y manejo.

5.6 Sistemas Binarios, definición, concepto de soluto y disolvente, tipos de soluciones y formas de expresión de la conecntración.

5.7 Solución ideal, definición, potencial químico de soluciones diluídas, ecuación de Gibbs-Duhem, humedad relativa.

5.8 Propiedades coligativas

FISICOQUIMICA III. SOLUCIONES

1.1 Soluciones, generalidades, definición, diagramas tridimencionales, cambios de estado, regla de la palanca.

1.2 Destilación, cambios de estado a P=cte. destilación y sus variables

1.3 Desviaciones a la ley de Raoult, Diagramas P-X y T-X, Azeótropos, separación de azeótropos y ley de Henry.

1.4 Solución Líquido-gas, coeficiente de Bunsen, efecto de la presión y temperatura

1.5 Ecosistemas acuaticos Sistema Oxigeno-agua, disolución del oxigeno, bioreactores.

1.6 Solubilidad gas-líquido.

1.7  miscibilidad parcial, diagramas µ - X, y T - X, miscibilidad directa, inversa y cerrada, T° crítica de solubilidad.

1.8 Arrastre de vapor y sus aplicaciones, ley de Nerst

1.9 Diagrama Eutético simple, sistema hielo -NaCl.

1.10 Problemas propuestos

II. ELECTROLITOS Y ELECTROQUÍMICA

2.1 Propiedades coligativas

2.1.1 Electrolitos y coeficiente de Van't Hoff

2.2 Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius y sus deficiencias

2.3 Teoría de Debye-Hückel. potencial de la nube Iónica, fuerzaiónica.

2.4 Electroquímica, su importancia y conductores (primera y segunda clase)

2.5 Reacciones electroquímicas, electrólisis, constante de faraday

2.6 Conductividad y ley de Ohm, concepto de resistencia para conductores de segunda clase, conductancia eléctrica y conductividad, gráficas, conductividad específica y equivalente, ecuación de Kohlraush y conductividad a dilución infinita, movilidad iónica,

2.7 Ecuación de Onsager

2.8 Producto ionico del agua (Kw), concepto de pH, soluciones reguladoras.

2.9 FEM y celdas electroquímicas, ley de Nernst

2.10 Tipos de electrodo

2.11 Problemas propuestos

III. CINÉTICA QUIMICA

3.1 Cinética química, velocidad de reacción, teoria de los choques, factores que afectan la velocidad de reacción.

3.2 Tipos de Reaccion, radicales libres, mecanismos de reacción, reacciones reversibles e irreversibles, molecularidad, orden de reacción.

3.3 Tipos de Orden de reacción, energía de activación, reacciones consecutivas, reacciones paralelas.

3.4 Métodos para determinar el orden de una reacción, efecto y factor estérico, ecuación de Arrenius, teoria del complejo activo.

3.5 Catálisis, reacciones en cadena, mecanismos de Lindemann.

3.5 Problemas de aplicación

IV. ADSORCIÓN

4.1- Adsorción, fuerzas de interacción, tipos de adsorción, isotermas de adsorción, histéresis.

4.2 - Tensión superficial, tensión interfacial

4.3 - Adsorción de Gibbs y sus aplicaciones

4.4 Coeficiente de extensión, agentes tensoactivos, escala HLB.

4.5 Materiales adsorventes, tamaño de poro y cromatografias.

4.6 Problemas de Aplicación

FUNDAMENTOS DE FISICOQUIMICAI. Comportamiento de un sistema gaseoso

1.1 Estados de la materia, características y propiedades, efectos de la presión y temperatura.

1.2 Importancia de los gases

1.3 Conceptos fundamentales, sistema, frontera, alrededores, paredes, clasificación de los sistemas.

1.4 Conceptos termodinámicos, funciones de estado y ecuación de estado

1.5 Concepto de ecuación de estado y equilibrio termodinámico.

1.6  Introducción a gases, concepto de gas ideal

1.7 Ley de Raoult, fracción molar y propiedades extensivas e intensivas

1.8 Relacion Presión - Volumen; Volumen - Temperatura; Presion - Temperatura en gases.

1.9 Hipótesis de Avogadro; Ley general del estado gaseoso; Leyes de Dalton, Amagat y Graham.

1.10 Problemas resueltos

1.11 Ejercicios propuestos

1.12 Autoevaluación de gases ideales

1.13 Introducción a Gases Reales

1.14 Desviaciones aparentes y reales, factor de compresibilidad, grafica Z-P, temperatura de Boyle.

1.15 Ecuación de Van der Waals

1.16 Isoterma de un gas real

1.17 Ley de Estados Correspondientes y otras ecuaciones de estado

1.18 Autoevaluación

II. Estudio de las transformaciones energéticas en sistemas macroscópicos.

2.1 Energia y sus transformaciones

2.2 Equivalente mecánico , Ley cero, Primera ley de la termodinamica;

2.3 Energia, calor, trabajo; procesos reversibles e irreversibles y energía interna

2.4 Entalpía

2.5 Problemas resueltos

2.6 Ejercicios propuestos

2.7 Autoevaluación de Primera Ley

2.8 Introducción a la Segunda ley de la termodinámica, procesos espontáneos y no espontáneos, y máquinas térmicas

2.9 Segunda ley de la termodinámica y concepto de Entropía

2.10 Tercera ley de la termodinámica, termodinámica en sistemas abiertos, niveles de energía, estructuras disipativas.

2.11 La energía en reacciones químicas, calorimetría, cuantificación teórica de calores de reacción, ley de Lavoisier y Laplace. Ley de Hess.

2.12 Problemas resueltos

2.13 Ejercicios propuestos

2.14 Autoevaluación

III. Criterios para establecer el sentido de un proceso cuando varía la energía y la entropía

3.1 Fundamentos de Bioenergética

3.2 Energía libre en sistemas ideales y reales. Energía libre de Gibbs y Helmholtz. Potencial Químico, energía libre y dependencia de la temperatura.

3.3 Constante de equilibrio y su dependiencia con la temperatura; estado de equilibrio dinámico, estado estable, isoterma de reacción, actividad, fugacidad y coeficiente de actividad.

3.4 Principio de Le Chatelier y su relación con la termodinámica.

3.5 Problemas resueltos

3.6 Problemas propuestos

3.7 Autoevaluación

IV Estudio de la fase condensada líquida

4.1 Regla de Fases de Gibbs

4.2 Diagráma de fases

4.3 Condiciones de equilibrio para sistemas de un componente.

4.4 Fundamentos de la Liofilización, propiedades generales de la fase líquida, equilibrio líquido gas.

4.5 Ecuación de Clapeyron. conceptos generales de presión de vapor de fases condensadas, aplicación de la ecuación de Clapeyron

4.6 Sistemas Binarios, definición, concepto de soluto y disolvente, tipos de soluciones y formas de expresión de la conecntración.

4.7 Solución ideal, definición, potencial químico de soluciones diluídas, ecuación de Gibbs-Duhem, humedad relativa.

4.8 Soluciones Líquido-Líquido, factores que influyen en la soluibilidad, soluciones miscibles y comportamiento de las soluciones ideales.

4.9 Ley de Raoult y Ley de Henry.

4.10 Comportamiento de las soluciones reales. Desviaciones positivas y negativas de la idealidad.

4.12 Destilación fraccionada, de pares de líquidos, azeótropos

4.13 Sistemas inmiscibles, destilación por arrastre de vapor.

4.14 Propiedades coligativas

4.15 Ecuación de Van't Hoff, electrolitos y no electrolitos, Potencial químico y su ecuación

4.16 Ecuación de Gibbs en sistemas de dos componentes, variación de la entropía en soluciones ideales, ecuación de Gibbs-Helmholtz.

4.17 Ley de Distribución de Nernst, ecuación de Gibbs-Duhem, relación de los potenciales químicos.

4.18 Problemas Resueltos

4.19 Problemas Propuestos

 

MODELOS FISICOQUIMICOSI. La energía en los procesos biológicos

1.1.  Sistemas, sistemas gaseosos y sus transformaciones.

1.1.1 Conceptos termdinámicos, funciones de estado y ecuación de estado

1.1.2 Introducción a gases

1.2. Ley de Raoult, fracción molar y propiedades extensivas e intensivas

1.2.2 Relacion Presión - Volumen; Volumen - Temperatura; Presion - Temperatura en gases.

1.3 Hipótesis de Avogadro; Ley general del estado gaseoso; Leyes de Dalton, Amagat y Graham.

1.3.1 Problemas resueltos

1.3.2  Ejercicios propuestos

1.3.3 Autoevaluación de gases ideales

1.4 El flujo de la energía en los ecosistemas

1.5 Energia y sus transformaciones

1.6 Ley cero, Primera ley de la termodinamica;

1.6.1 Energia, calor, trabajo; procesos reversibles e irreversibles y energía interna

1.6.2 Entalpía

1.6.3 Problemas resueltos

1.6.4 Ejercicios propuestos

1.6.5 Autoevaluación de Primera Ley

1.7 Segunda ley de la termodinámica, procesos espontáneos y no espontáneos,

1.7.1 Entropía

1.8 Tercera ley de la termodinámica, termodinámica en sistemas abiertos, niveles de energía, estructuras disipativas.

1.8.1 Problemas resueltos

1.8.2 Ejercicios propuestos

1.8.3 Autoevaluación

1.9 La energía en reacciones químicas, calorimetría, cuantificación teórica de calores de reacción, ley de Lavoisier y Laplace. Ley de Hess.

1.10 Fundamentos de Bioenergética

1.11 Energía libre en sistemas ideales y reales. Energía libre de Gibbs y Helmholtz. Potencial Químico, energía libre y dependencia de la temperatura.

1.12 Constante de equilibrio y su dependiencia con la temperatura; estado de equilibrio dinámico, estado estable, isoterma de reacción, actividad, fugacidad y coeficiente de actividad.

1.13 Principio de Le Chatelier y su relación con la termodinámica.

1.14 Problemas resueltos

1.15 Problemas propuestos

1.16 Autoevaluación

II. Las propiedades fisicoquímicas del agua y su importancia en los procesos biológicos

2.1 El Agua en los procesos biológicos

2.2 Equilibrio heterogéneo, ecuacion de Clausius-Clapeyron, fase condensada líquida y estructura del agua

2.3 Propiedades Fisicoquímicas del Agua

2.4 Grados de libertad. Regla de Fases de Gibbs

2.5 Diagrama de Fases del Agua

2.6 La contaminación del agua y sus efectos fisicoquímicos

2.7 Tipos de contaminantes del agua

2.8  Alteraciones físicas y químicas del agua contaminada

III. Función del agua en los organismos vivos

3.1  El agua en los organismos vivos

3.2 Movimiento del agua en las plantas,

3.3 Soluciones, soluciones de no electrolítos, soluciones de electrolitos.

3.4 Propiedades coligativas

3.5 Conductividad, pH y su regulación, operación de los sitemas amortiguadores en los seres vivos, Sistemas amortiguadores en los organismos y mecanismos de acción amortiguadora, Ecuación de Henderson-Hasselbach. propiedades de los amortiguadores y capacidad amortiguadora.

3.5.1 Disociación del agua, curvas de neutralización, ecuación de Nerst y medidas de pH, electrodos de vidrio y calomel

3.6 Problemas Resueltos.

3.7 Problemas Propuestos.

IV Parámetros fisicoquímicos para el estudio de sistemas coloidales

4.1 Tensión Interfacial

4.2 Tipos de adsorción. Generalidades sobre la adsorción, adorción del la interfase sólido-gas, isotermas de Henry, Langmuir y Freundlich.

4.3 Adsorción interfase líquido-líquido, Ecuación de adsorción de Gibbs.

4.4 Aspectos generales de los sistemas coloidales. Parametros fisicoquímicos de los sistemas coloidales. conceptos generales y clasificación de los coloides.

4.5 Preparación de los sistemas coloidales y sus fundamentos de técnicas de estudio, ópticas, dispersión de la luz.

4.6 Ley de Rayleigh, Absorción de la luz, ley de lambert y Beer.

4.7 Cinéticas, ósmosis, presión osmótica, sedimentación. Aplicación de la ley de Stokes.

4.8 Teoría de la doble capa de micela, electrocinéticas, estabilidad y floculación.

4.9 Técnicas de electrofloresis, diálisis y electrodiálisis.

4.10 Problemas Resueltos

4.11 Problemas Propuestos

V. Estudio de la velocidad de una reacción química

5.1 Las reacciones químicas, su velocidad y los facores que la afectan

5.2 Reacciones estáticas e irreversibles, molecularidad y orden de una reacción. Orden cero y primer orden

5.3 Ecuación de Arrhenius.

HISTORIA DE LA FISICOQUIMICA

La FISICOQUÍMICA es una rama de la química que estudia los cambios de la materia utilizando conceptos físicos.

Según Gilber Lewis físico estadounidense “la fisicoquímica es cualquier cosa interesante” a lo que seguramente se refería a que muchos fenómenos de la naturaleza son de un principal interés para su estudio en ésta materia.

El químico estadounidense del siglo XIX Willard Gibbs es también considerado el padre fundador de la fisicoquímica, donde en su publicación de 1876 llamada "On the Equilibrium of Heterogeneous Substances" (Estudio sobre el equilibrio de sustancias heterogéneas) acuñó términos como energía libre, potencial químico y regla de las fases, que años más tarde serían de principal interés de estudio en esta disciplina.

 “La fisicoquímica estudia la materia empleando los conceptos físicos y el fundamento físico de las leyes de la química. Sus campos principales son la termodinámica química, que estudia la energía - dirección y equilibrio de las transformaciones química, y la cinética

química - que estudia la velocidad con la que las reacciones ocurren.”

La Fisicoquímica no se constituyó como especialidad independiente de la química hasta finales del siglo XIX.Algunos ejemplos de científicos que contribuyeron al descubrimiento de la fisicoquímica: - La obra de Alessandro Volta (1745-1827), especialmente la pila que lleva su nombre, fue el punto de partida de muchos trabajos en los que se estudió los efectos de la electricidad sobre los compuestos químicos.

- A principios del siglo XIX, Humphry Davy (1778-1829) hizo pasar la corriente eléctrica a través de sosa y potasa fundida, lo que le permitió estudiar dos nuevos metales: el sodio y el potasio. Faraday (1791-1867), propuso sus dos conocidas leyes sobre la electrólisis. En su segunda ley, Faraday afirma que la cantidad de carga eléctrica que provoca el desprendimiento de un gramo de hidrógeno produce el desprendimiento de una cantidad igual al equivalente electroquímico de otras sustancias.- Uno de los primeros trabajos dedicados al estudio de la cinética química fueron las investigaciones de Ludwig Ferdinand Wilhelmy (1812-1864) sobre la velocidad de cambio de configuración de determinados azúcares en presencia de un ácido. A mediados del siglo XIX, Wilhelmy llegó a la conclusión de que la

velocidad del cambio era proporcional a la concentración del azúcar y del ácido y que también variaba con la temperatura.- La colaboración entre un químico, George Vernon Harcourt (1834-1919), y un matemático, William Esson (1838-1916), permitió la introducción de ecuaciones diferenciales en el estudio de la cinética química.- En los últimos años del siglo XIX, los trabajos de Jacobus Henricus Van't Hoff (1852-1911) tuvieron una gran influencia en este y otros campos de la química. Entre sus aportaciones, se encuentra la introducción del "método diferencial" para el estudio de la velocidad de las reacciones químicas y su famosa ecuación que permite relacionar la velocidad y la temperatura de la reacción. Así es como la fisicoquímica ha mostrado sus avances y su importancia a través de los años, y en 1876 Willard Gibbs se reconoce como el padre de la fisicoquímica, que es cuando es reconocida esta rama en la química.

I. PROCESOS TERMODINÁMICOS

1.1. Sistemas, sistemas gaseosos y sus transformaciones.

SISTEMAS

Sistema: un conjunto de partes o elementos, organizadas o relacionadas que interactúan entre sí para lograr un objetivo, los sistemas reciben, energía, materia o datos del medio y entregan información, energía o materia.

Por lo que podemos comprender a un sistema como:

Un conjunto de elementos Dinámicamente relacionados Formando una actividad Para alcanzar un objetivo Operando sobre datos/energía/materia Para proveer

información/energía/materia

Características de los Sistemas

Sistema es un todo organizado y complejo; un conjunto o combinación de cosas o partes que forman un todo complejo o unitario. Es un conjunto de objetos unidos por alguna forma de interacción o interdependencia. Los límites o fronteras entre el sistema y su ambiente admiten cierta arbitrariedad.Según Bertalanffy, sistema es un conjunto de unidades recíprocamente relacionadas. De ahí se deducen dos conceptos: propósito (u objetivo) y globalismo (o totalidad).

o Propósito u objetivo: todo sistema tiene uno o algunos propósitos. Los elementos (u objetos), como también las relaciones, definen una distribución que trata siempre de alcanzar un objetivo.

o Globalismo o totalidad: un cambio en una de las unidades del sistema, con probabilidad producirá cambios en las otras. El efecto total se presenta como un ajuste a todo el sistema. Hay una relación de causa/efecto. De estos cambios y ajustes, se derivan dos fenómenos: entropía y homeostasia.

o Entropía: es la tendencia de los sistemas a desgastarse, a desintegrarse, para el relajamiento de los estándares y un aumento de la aleatoriedad. La entropía aumenta con el correr del tiempo. Si aumenta la información, disminuye la entropía, pues la información es la base de la configuración y del orden. De aquí nace la negentropía, o sea, la información como medio o instrumento de ordenación del sistema.

o Homeostasia: es el equilibrio dinámico entre las partes del sistema. Los sistemas tienen una tendencia a adaptarse con el fin de alcanzar un equilibrio interno frente a los cambios externos del entorno.

Una organización podrá ser entendida como un sistema o subsistema o un supersistema, dependiendo del enfoque. El sistema total es aquel representado por todos los componentes y relaciones necesarios para la realización de un objetivo, dado un cierto número de restricciones. Los sistemas pueden operar, tanto en serio como en paralelo.

Tipos de sistemas

De acuerdo a su naturaleza los sitemas pueden ser clasificados de la siguiente manera:SISTEMA ABIERTO: presentan intercambio con el ambiente, a través de entradas y salidas. Intercambian energía y materia con el ambiente. Son adaptativos para sobrevivir. Su estructura es óptima cuando el conjunto de elementos del sistema se organiza, aproximándose a una operación adaptativa.

SISTEMA CERRADO : no presentan intercambio con el medio ambiente que los rodea, son herméticos a cualquier influencia ambiental. No reciben ningún recurso externo y nada produce que sea enviado hacia fuera. En rigor, no existen sistemas cerrados. Se da el nombre de sistema cerrado a aquellos sistemas cuyo comportamiento es determinístico y programado y que opera con muy pequeño intercambio de energía y materia con el ambiente. Se aplica el término a los sistemas completamente estructurados, donde los elementos y relaciones se combinan de una manera peculiar y rígida produciendo una salida invariable, como las máquinas.SISTEMA AISLADO:es cuando no existe el intercambio ni de masa y energía con los alrededores; ¿Cómo encontrarlo si no podemos interactuar con él?. Sin embargo un termo lleno de comida caliente es una aproximación, ya que el envase no permite el intercambio de materia e intenta impedir que la energía (calor)salga de él. El universo es un sistema aislado, ya que su diferencial de energía es cero ΔE(0)

SISTEMA ADIABÁTICO. a aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante, se denomina como proceso isotérmico.

SISTEMA TERMODINÁMICO es una parte del Universo que se aísla para su estudio. El sistema termodinamico es parte de la tierra, se da en el agua, en el viento y en las reacciones fisicas y quimicas, por eso se dice que es un sistema universal, porque se da en todos lados, es globalmente proporcional.

Este aislamiento se puede llevar a cabo de una manera real, en el campo experimental, o de una manera ideal, cuando se trata de abordar un estudio teórico.

Sistema + Alrededores= UniversoPropiedades Intensivas Las propiedades intensivas pueden servir para

identificar y caracterizar una sustancia pura, es decir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula.

Propiedades Extensivas Las propiedades extensivas se relacionan con la estructura química externa; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de la cantidad y forma de la materia. Por ejemplo: peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, etcétera. Las propiedades intensivas, en cambio, tienen que ver más con la estructura química interna de la materia, como la temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, calor específico o concentración , índice de refracción, entre otros aspectos. depende propiamente del tamaño del sistema.

PAREDES DE UN SISTEMA

 Llamaremos PAREDES del sistema a las superficies que separan a éste de los alrededores.

Las paredes pueden permitir o impedir el intercambio de materia o energía con los alrededores.

TIPO DE PARED DE UN SISTEMA

PERMITEN SI NOCambio de volumen Móviles Rígidas o fijasFlujo de calor Diatérmica AdiabáticaFlujo de materia Permeables Impermeables

Debemos considerar a un sistema como HOMOGENEO cuando las propiedades físicas y químicas son idénticas en cualquier punto del sistema.

El critéro de SIGNOS debemos considerar que el calor absorvido y el trabajo realizado por el sistema siempre serán positivos (Q>0 y W>0); por el contrario el calor cedido y el trabajo entregado al sistema siempre serán negativos(Q<0 y W<0)

1.1.1 Conceptos termdinámicos, funciones de estado y ecuación de estado

CONCEPTOS TERMODINAMICOS

Funciones de estado: En   termodinámica,  una   función  de  estado  o   variable  de  estado  es  una magnitud  física  macroscópica  que caracteriza  el  estado de  un sistema en  equilibrio.  Dado  un sistema termodinámico en equilibrio puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que   sus   valores,   determinan   unívocamente   el   estado   del   sistema.El   valor  de  una   función  de  estado  sólo  depende del  estado  termodinámico  actual  en  que  se encuentre  el  sistema sin  importar  cómo llegó a él.  Esto significa que si,  en un instante dado, tenemos dos sistemas termodinámicos en equilibrio con n grados de libertad y medimos un mismo valor de n funciones de estado independientes, cualquier otra función de estado tendrá el mismo valor en ambos sistemas con independencia del valor de las variables en instantes anteriores. En general, los sistemas fuera del equilibrio no pueden ser representados por un número finito de grados de libertad, y su descripción es mucho más compleja.

Algunas variables o funciones de estado de un sistema en equilibrio son:

Algunas variables o funciones de estado de un sistema en equilibrio son:Energía interna U de un sistema intenta ser un reflejo de la energía a escala microscópica. Más concretamente, es la suma de:

la energía cinética interna, es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema, y de

la energía potencial interna, que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades

Presión. Es una magnitud física que mide la fuerza por unidad de superficie, y sirve para caracterizar como se aplica una determinada fuerza resultante sobre una superficie

Temperatura. Físicamente es una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico. Más específicamente, está relacionada directamente con la parte de la energía interna conocida como "energía sensible", que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un sentido traslacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida que es mayor la energía sensible de un sistema se observa que esta más "caliente" es decir, que su temperatura es mayor.

Volumen. Definición obvia

Entalpía (del prefijo en y del griego "enthalpos" (ενθαλπος) calentar) es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpía expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno

Entropía.- Una magnitud que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir un trabajo; es el grado de desorden que poseen las moléculas que integran un cuerpo, o también el grado de irreversibilidad alcanzada después de un proceso que implique transformación de energía.

Densidad. Es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen.

Polarización. Proceso por el cual en un conjunto originariamente indiferenciado se establecen características o rasgos distintivos que determinan la aparición en él de dos o más zonas mutuamente excluyentes llamadas polos.

PROCESOS TERMODINÁMICOS

Un PROCESO TERMODINAMICO es una transformación en la que alguna de las variables que caracteriza el sistema se modifica en el tiempo

VOLUMEN CONSTANTE ISOCÓRICO O ISÓCORO

PRESION CONSTANTE ISOBÁRICO O ISÓBARO

TEMPERATURA CONSTANTE ISOTÉRMICO

Q = 0 ADIABÁTICO

Cada sistema o tipo de "substancia" se caracteriza por una ecuación de estado o ecuación constitutiva que relaciona algunas de las variables de estado entre sí, ya que como se ha dicho los sistemas en equilibrio termodinámico tienen un número finito de grados de libertad de acuerdo con la regla de  las fases de Gibbs, regla que se verá más adelante en el curso.