Sistema
El concepto de sistema tiene dos usos muy diferenciados, que se refieren respectivamente a los sistemas conceptualmente ideados (sistemas ideales) y a los objetos
percibidos encasillados dentro de
lo real. Ambos puntos establecen un ciclo realimentado, pues un sistema conceptualmente ideado puede pasar a ser percibido y encasillado dentro de lo real; es el caso de los ordenadores, los coches, los aviones, las naves espaciales, los submarinos, la fregona, la bombilla y un largo etc que referencia a los grandes inventos del hombre en la historia. A todos ellos se les puede otorgar un grado más o menos complejo y dotados de una
coherencia discreta a la hora de expresar sus propiedades. Es el concepto central de la
Teoría de sistemas.
Sistemas conceptualesUn sistema conceptual o sistema ideal es un conjunto organizado de definiciones, nombres, símbolos y otros instrumentos de pensamiento o comunicación. Ejemplos de sistemas conceptuales son las
matemáticas, la
lógica formal, la
nomenclatura binomial o la
notación musical.
Sistemas realesUn sistema real es una entidad material formada por partes organizadas (o sus "componentes") que interactúan entre sí de manera que las propiedades del conjunto, sin contradecirlas, no pueden deducirse por completo de las propiedades de las partes. Tales propiedades se denominan
propiedades emergentes.
Los sistemas reales intercambian con su entorno energía, información y, en la mayor parte de los casos, también materia. Una
célula, un
ser vivo, la
Biosfera o la
Tierra entera son ejemplos de sistemas naturales. El concepto se aplica también a sistemas humanos o sociales, como una sociedad entera, la administración de un estado, un ejército o una empresa. O a una
lengua, que es un sistema conceptual complejo en cuya aparición y evolución participan la biología y la cultura.
Encontrar lo común a entidades muy diferentes. El esfuerzo por encontrar leyes generales del comportamiento de los sistemas reales es el que funda la
Teoría de sistemas y, más en general, aquella tendencia de la investigación a la que se alude como pensamiento sistémico o Sistémica, en cuyo marco se encuentran disciplinas y teorías como la
Cibernética, la
Teoría de la información, la
Teoría de juegos, la
Teoría del caos y otras.
Tipos de sistemas reales Los sistemas reales pueden ser abiertos, cerrados o aislados, según que realicen o no intercambios con su entorno. Un sistema abierto es un sistema que recibe flujos (
energía y
materia) de su ambiente, cambiando o ajustando su comportamiento o su estado según las entradas que recibe. Los sistemas abiertos, por el hecho de recibir energía, pueden realizar el
trabajo de mantener sus propias estructuras e incluso incrementar su contenido de
información (mejorar su organización interna).
Un sistema cerrado, sólo intercambia energía con su entorno; un sistema aislado no tiene ningún intercambio con el entorno.
Cuando un sistema tiene la organización necesaria para controlar su propio desarrollo, asegurando la continuidad de su composición y estructura (
homeostasis) y la del conjunto de flujos y transformaciones con que funciona (
homeorresis), mientras las perturbaciones producidas desde su entorno no superen cierto grado, se denomina
sistema autopoyético.
La expresión sistemas cibernéticos se les aplica a éstos por su capacidad de control autónomo, dependiente de la existencia de mecanismos de
retroalimentación negativa. Los mismos son llamados sistemas disipativos porque la conservación del orden (
información) en su seno, y más su ampliación, requieren la disipación permanente de energía.
Los sistemas complejos, cibernéticos, autoorganizados y disipativos son a la vez sistemas
teleológicos (sistemas adaptativos), que requieren para ser descritos un lenguaje finalístico, que se refiere a sus procesos como
funciones y recurre constantemente a explicaciones que empiezan por “para”.
Sistema físico aisladoPor ejemplo, de acuerdo con la
teoría general de la relatividad, un sistema aislado debe cumplir condiciones técnicas bastante restrictivas, conocidas como
planitud asintótica. En la
teoría de la relatividad especial, en la
clásica o en
termodinámica, en general, las condiciones son menos estrictas y simplemente requieren que, en el sistema, el movimiento de las
partículas que conforman el sistema esté restringido a una región compacta del
espacio-tiempo. Un sistema aislado es una parte o región del
universo que por sus peculiares condiciones puede considerarse aisladamente del resto del universo para su estudio. El que un determinado problema físico pueda ser tratado como un sistema aislado requiere condiciones peculiares dependientes de la teoría.
Primera ley de la termodinámicaPermítase que un
sistema cambie de un
estado inicial de
equilibrio , a un
estado final de
equilibrio , en un camino determinado, siendo el calor absorbido por el
sistema y el trabajo hecho por el
sistema. Después calculamos el
valor de . A continuación cambiamos el sistema desde el mismo
estado hasta
el estado final , pero en esta ocasión por u n camino diferente. Lo hacemos esto una y otra vez, usando diferentes caminos en cada caso. Encontramos que en todos los intentos es la misma. Esto es, aunque y separadamente dependen del camino tomado, no depende, en lo absoluto, de cómo pasamos el sistema del
estado al
estado , sino solo de los estados inicial y final (de
equilibrio).
Del estudio de la
mecánica recordará, que cuando un objeto se mueve de un punto inicial a otro final , en un campo gravitacional en ausencia de fricción,
el trabajo hecho depende solo de las posiciones de los puntos y no, en absoluto, de la trayectoria por la que el cuerpo se mueve. De esto concluimos que hay una energía potencial, función de las coordenadas espaciales del cuerpo, cuyo
valor final menos su
valor inicial, es igual al trabajo hecho al desplazar el cuerpo. Ahora, en la
termodinámica, encontramos experimentalmente, que cuando en un sistema ha cambiado su estado al , la cantidad dependen solo de las coordenadas inicial y final y no, en absoluto, del camino tomado entre estos puntos extremos. Concluimos que hay una función de las coordenadas termodinámicas, cuyo
valor final, menos su
valor inicial es igual al
cambio en el
proceso. A esta función le llamamos función de la energía interna.
Representemos la función de la energía interna por la letra . Entonces la energía interna del sistema en
el estado , , es solo el
cambio de energía interna del sistema, y esta cantidad tiene un valor determinado independientemente de la forma en que el sistema pasa del estado al estado f: Tenemos entonces que:
Como sucede para la energía potencial, también para que la energía interna, lo que importa es su
cambio. Si se escoge un valor arbitrario para la energía interna en un sistema patrón de referencia, su valor en cualquier otro estado puede recibir un valor determinado. Esta ecuación se conoce como la primera
ley de la
termodinámica, al aplicarla debemos recordar que se considera positiva cuando el calor entra al sistema y que será positivo cuando
el trabajo lo hace el sistema.
A la función interna , se puede ver como muy abstracta en este momento. En realidad, la
termodinámica clásica no ofrece una explicación para ella, además que es una función de estado que cambia en una forma predecible. ( Por función del estado, queremos decir, que exactamente, que su valor depende solo del estado físico del material: su
constitución, presión,
temperatura y
volumen.) La primera
ley de la
termodinámica, se convierte entonces en un enunciado de la
ley de la conservación de la energía para los
sistemas termodinámicos.
La energía total de un sistema de partículas , cambia en una cantidad exactamente igual a la cantidad que se le agrega al sistema, menos la cantidad que se le quita.
Podrá parecer extraño que consideremos que sea positiva cuando el calor entra al sistema y que sea positivo cuando la energía sale del sistema como trabajo. Se llegó a esta convención, porque fue el estudio de las máquinas térmicas lo que provocó inicialmente el estudio de la
termodinámica. Simplemente es una buena forma económica tratar de obtener el máximo trabajo con una maquina de este tipo, y minimizar el calor que debe proporcionársele a un
costo importante. Estas naturalmente se convierten en cantidades de
interés.
Si nuestro sistema sólo sufre un
cambio infinitesimal en su estado, se absorbe nada más una cantidad infinitesimal de calor y se hace solo una cantidad infinitesimal de trabajo , de tal manera que el
cambio de energía interna también es infinitesimal. Aunque y no son diferencias verdaderas, podemos escribir la primera
ley diferencial en la forma:
.
Segunda ley de la termodinámica.Las primeras máquinas térmicas construidas, fueron dispositivos muy eficientes. Solo una pequeña fracción del calor absorbido de la fuente de la alta
temperatura se podía convertir en trabajo útil. Aun al progresar los diseños de la
ingeniería, una fracción apreciable del calor absorbido se sigue descargando en el escape de una máquina a baja temperatura, sin que pueda convertirse en energía
mecánica. Sigue siendo una esperanza diseñar una maquina que pueda tomar calor de un depósito abundante, como el océano y convertirlo íntegramente en un trabajo útil. Entonces no seria necesario contar con una fuente de calor una temperatura más alta que el
medio ambiente quemando combustibles. De la misma manera, podría esperarse, que se diseñara un refrigerador que simplemente
transporte calor, desde un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que tenga que gastarse trabajo exterior. Ninguna de estas aspiraciones ambiciosas violan la primera ley de la termodinámica. La máquina térmica sólo podría convertir energía calorífica completamente en energía
mecánica, conservándose la energía total del
proceso. En el refrigerador simplemente se transmitiría la energía calorifica de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que se perdiera la energía en el proceso. Nunca se ha logrado ninguna de estas aspiraciones y hay razones para que se crea que nunca se alcanzarán.
En este caso, la segunda ley elimina la posibilidad de que la energía fluya del cuerpo frío al cuerpo caliente y así determina la
dirección de la transmisión del calor. La
dirección se puede invertir solamente por medio de gasto de un trabajo.
Kelvin (con Planck) enuncio la segunda ley con palabras equivalentes a las siguientes: es completamente imposible realizar una transformación cuyo único resultado final sea el de cambiar en trabajo el calor extraído de una fuente que se encuentre a la misma temperatura. Este enunciado elimina nuestras ambiciones de la máquina térmica, ya que implica que no podemos producir trabajo mecánico sacando calor de un solo depósito, sin devolver ninguna cantidad de calor a un depósito que esté a una temperatura más baja.
Para demostrar que los dos enunciados son equivalentes, necesitamos demostrar que si cualquiera de los enunciados es falso, el otro también debe serlo. Supóngase que es falso el enunciado de Clausius, de tal manera que se pudieran tener un refrigerador que opere sin que se consuma
el trabajo. Podemos usar una máquina ordinaria para extraer calor de un cuerpo caliente, con el objeto de hacer trabajo y devolver parte del calor a un cuerpo frío.
Pero conectando nuestro refrigerador "perfecto" al sistema, este calor se regresaría al cuerpo caliente, sin gasto de trabajo, quedando así utilizable de nuevo para su uso en una máquina térmica. De aquí que la combinación de una maquina ordinaria y el refrigerador "perfecto" formará una máquina térmica que infringe el enunciado de Kelvin-Planck. O podemos invertir el argumento. Si el enunciado Kelvin-Planck fuera incorrecto, podríamos tener una máquina térmica que sencillamente tome calor de una fuente y lo convierta por completo en trabajo. Conectando esta máquina térmica "perfecta" a un refrigerador ordinario, podemos extraer calor de un cuerpo ordinario, podemos extraer calor de un cuerpo caliente, convertirlo completamente en trabajo, usar este trabajo para mover un refrigerador ordinario, extraer calor de un cuerpo frío, y entregarlo con
el trabajo convertido en calor por el refrigerador, al cuerpo caliente. El resultado neto es una transmisión de calor desde un cuerpo frío, a un cuerpo caliente, sin gastar trabajo, lo infringe el enunciado de Clausius.
La segunda ley nos dice que muchos
procesos son irreversibles. Por ejemplo, el enunciado de Clausius específicamente elimina una
inversión simple del proceso de transmisión de calor de un cuerpo caliente, a un cuerpo frío. Algunos
procesos, no sólo no pueden regresarse por sí mismos, sino que tampoco ninguna combinación de
procesos pueden anular el efecto de un proceso irreversible, sin provocar otro cambio correspondiente en otra parte.
Tercera ley de la termodinámica.
En el
análisis de muchas reacciones químicas es necesario fijar un estado de referencia para la
entropia. Este siempre puede escogerse algún nivel arbitrario de referencia cuando solo se involucra un componente; para las tablas de vapor convencionales se ha escogido 320F. Sobre la base de las observaciones hechas por Nernst y por otros, Planck estableció la tercera ley de la termodinámica en 1912, así:
la
entropia de todos los sólidos cristalinos perfectos es cero a la temperatura de cero absoluto.
Un cristal "perfecto" es aquel que esta en equilibrio termodinámica. En consecuencia, comúnmente se establece la tercera ley en forma más general, como:
La
entropia de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinamico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero.
La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el calculo de las entropías absolutas de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las
ecuaciones apropiadas para determinar la
dirección de las reacciones químicas.
Una interpretación
estadística de la tercera ley es más bien sencilla, puesto que la
entropia se ha definido como:
En donde k es la constante de Bolzmall es la
probabilidad termodinámica. En vista de la anterior disertación, la tercera ley equivale a establecer que:
cuando 0.
Esto significa que sólo existe una forma de ocurrencia del estado de energía mínima para una sustancia que obedezca la tercera ley.
Hay varios casos referidos en la
literatura en donde los cálculos basados en la tercera ley no están desacuerdo con los
experimentos. Sin embargo, en todos los casos es posible explicar el desacuerdo sobre la base de que la sustancia no es "pura", esto es, pueda haber dos o más isótopos o presentarse moléculas diferentes o, también, una
distribución de no equilibrio de las moléculas. En tales casos hay más de un estado cuántico en el cero absoluto y la
entropia no tiende a cero.
Entropía.La entropía, como todas las
variables de estado, dependen sólo de los estados del sistema, y debemos estar preparados para calcular el cambio en la entropía de
procesos irreversibles, conociendo sólo los estados de principio y al fin. Consideraremos dos ejemplos:
1.- Dilatación libre: Dupliquemos el
volumen de un
gas, haciendo que se dilate en un recipiente vacío, puesto que no se efectúa reacción alguna contra el vacío, y, como el
gas se encuentra encerrado entre paredes no conductoras, . por la primera ley se entiende que o:
donde y se refieren a los estados inicial y final (de equilibrio). Si el
gas es ideal, depende únicamente de la temperatura y no de la presión o el
volumen, y la ecuación implica que .
En realidad, la dilatación libre es irreversible, perdemos el
control del
medio ambiente una vez que abrimos la llave. Hay sin envergo, una diferencia de entropía , entre los estados de equilibrio inicial y final, pero no podemos calcularla con la ecuación , por que esta relación se aplica únicamente a trayectorias reversibles; si tratamos de usar la ecuación, tendremos inmediatamente la facultad de que Q = 0 para la dilatación libre - además - no sabremos como dar
valores significativos de T en los estados intermedios que no son de equilibrio.
Entonces, ¿Cómo calcularemos Sf - Si para estos estados?, lo haremos determinando una trayectoria reversible (cualquier trayectoria reversible) que conecte los estados y f, para así calcular el cambio de entropía de la trayectoria. En la dilatación libre, un trayecto reversible conveniente (suponiendo que se trate de un gas ideal) es una dilatación isotérmica de VI a Vf (=2Vi). Esto corresponde a la dilatación isotérmica que se lleva a cabo entre los puntos a y b del ciclo del Carnot.
Esto representa un
grupo de
operaciones muy diferentes de la dilatación libre y tienen en común la única condición de que conectan el mismo
grupo de estados de equilibrio, y f. De la ecuación y el ejemplo 1 tenemos.
Esto es positivo, de tal manera que la entropía del sistema aumenta en este proceso adiabático irreversible. Nótese que la dilatación libre es un proceso que, en la
naturaleza se desarrolla por sí mismo una vez iniciado. Realmente no podemos concebir lo opuesto, una compresión libre en la que el gas que en un recipiente aislado se comprima en forma espontanea de tal manera que ocupe solo la mitad del
volumen que tiene disponible libremente. Toda nuestra experiencia nos dice que el primer proceso es inevitable y virtualmente, no se puede concebir el segundo.
2.- Transmisión irreversible de calor. Como otro ejemplo, considérense dos cuerpos que son semejantes en todo, excepto que uno se encuentra a una temperatura TH y el otro a la temperatura TC, donde TH> TC. Si ponemos ambos objetos en contacto dentro de una caja con paredes no conductoras, eventualmente llegan a la temperatura común Tm, con un valor entre TH y TC; como la dilatación libre, el proceso es irreversible, por que perdemos el
control del
medio ambiente, una vez que colocamos los dos cuerpos en la caja. Como la dilatación libre, este proceso también es adiabático (irreversible), por que no entra o sale calor en el sistema durante el proceso.
Reacción endergónica
Saltar a
navegación,
búsquedaEn la
termoquímica, una reacción endergónica (también llamada reacción desfavorable o no espontánea) es una reacción química en donde el incremento de energía libre es positivo.
Bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el incremento en la
energía libre de Gibbs estandar debe ser positivo
0" src="http://upload.wikimedia.org/math/5/2/6/526cb9f18580be61e82a350315cf6f12.png">
para una reacción en estado estándar (a una presión estándar (1
Bar), y unas concentraciones estándar (1
molar) de todos los reactivos y productos).
En la célula, la energía liberada o que se hace disponible en una reacción exergónica ( que libera energía), es utilizada para mover otras reacciones endergónicas ( que consumen energía), en otras palabras la energía es utilizada para realizar trabajo. Ejemplos de procesos endergónicos son la síntesis de moléculas complejas a partir de moléculas simples, el transporte de sustancias en contra de un gradiente de concentración, o la elaboración de estructuras celulares a partir de sustancias simples. Podemos decir que la vida se mantiene gracias a procesos endergónicos con el suministro de energía libre. Según la primera ley de la termodinámica, la energía requerida para un proceso endergónico debe ser aportada por un proceso que la suministre. La única forma de que esto pueda ocurrir es mediante sustancias reaccionantes comunes, en un proceso conocido como acoplamiento de reacciones. ).
TermodinámicaEnergía calorifica: La suma de la energía potencial y de la energía sintética de un
sistema no permanece siempre constante.De una manera general, la energía
mecánica total de un
sistema disminuye con el frotamiento y los choques. Si por ejemplo, se frena un cuerpo durante su caída por un plano inclinado, de forma que su
velocidad permanezca constante, se producirá una disminución de su energía potencial sin que aumente su energía cinética. Pero, en todos los fenómenos de esta
naturaleza se produce
calor. Así el fósforo de las cerillas se inflama por frotamiento, las
herramientas se calientan al labrar los
metales, etc. Sí una bala de plomo se dispara contra una placa de
acero, se puede alcanzar, en el momento del choque, una
temperatura superior a su punto de
fusión. El
calor debe, por consiguiente, considerarse como una forma de energía,
hipótesis que se ve corroborada por la posibilidad de producir trabajo mecánico consumiendo
calor, por ejemplo, en las
maquinas de
calor.Otras formas de energía: eléctrica. La corriente eléctrica es uno de los numerosos fenómenos que pueden producir trabajo mecánico o
calor. La primera transformación se realiza en los
motores y la inversa de los generadores electromagnéticos de corriente (dínamos, alternadores). En todos los conductores por los que pasan una corriente hay una
producción de calor, conocida con el nombre de efecto de joule; la transformación contraria directa, es decir de calor en
electricidad, se observa en las
pilas termoeléctricas y basta calentar una de las dos soldaduras de dos
metales diferentes que forman parte de un circuito para que se engendre en el mismo una corriente. De ellos se deduce que existe energía eléctrica y que el paso de una corriente es en realidad un
transporte de energía a lo largo de un circuito.Un condensador cargado de corriente también
energía eléctrica, puesto a descargarse es capaz de producir una corriente, pero esta energía es potencial.Química: Las reacciones químicas tienen lugar con absorción o desprendimiento de calor, según los casos. La
combustión, que es la combinación del oxígeno del cuerpo combustible o con los elementos que lo integran, revelan que una
muestra de carbón y
oxigeno contiene energía química potencial, que puede utlizarse al iniciar la
combustión o la combinación de ambos cuerpos.La energía
química se emplea a si mismo en las
pilas y acumuladores eléctricos, que la transforman en
energía eléctrica, y el fenómeno inverso se produce en la electrólisis, en particular al cargar los acumuladores.Las explosiones son un ejemplo de transformación de energía
química en trabajo mecánico.Radiante: La
luz se produce de diversas formas, pero la más corriente de éstas consiste en calentar cuerpos a una
temperatura bastante elevada (lámpara de
gas, Lámpara eléctrica de incandescencia). La incandescencia es precisamente la transformación de energía calorífica en energía radiante.En los fenómenos de luminiscencia, o emisión de
luz en frío, interviene otra forma de energía que es
mecánica en el caso de la tribolumiscencia. La ruptura de ciertos cristales que se producen por ejemplo al machacar azúcar provocan la aparición de
luz. En la electroluminiscencia, la
energía eléctrica se transforma directamente en
luz sin que pase por la forma calorifica intermedia. Así acorde en los tubos de
gas rarificado como el neón y los vapores de sodio y mercurio. En la quimioluminiscencia, algunas reacciones químicas, como la oxidación lenta del fósforo blanco en contacto del
aire, provocan emisión de
luz, sin calentamiento apreciable. La luz emitida por las luciérnagas se debe a un fenómeno análogo, puesto que produce de las reacciones químicas que se producen durante la digestión.La energía radiante puede convertirse en cualquiera de las otras cuatro formas de energías que se han considerado. Así, cuando una sustancia absorbe radiaciones, se calienta y este efecto calorifico es particularmente intenso en el caso de las radiaciones infrarrojas. Por otra parte, los haces luminosos dirigidos hacia los cuerpos ejercen en estos una
fuerza de empuje que produce efectos mecánicos y recibe el nombre de presión de radiación, fenómenos que explica la repulsión de la cola de cometas por los rayos solares. La transformación de energía luminosa en
energía eléctrica tiene lugar en la fotoelectricidad al captárselos electrones que emiten algunos
metales cuando recibe la luz. Este fenómeno ha dado lugar a innumerables aplicaciones practicas, entre las cuales pueden mencionarse el
cine sonoro y
la televisión.Las modificaciones químicas sufridas por los cuerpos bajo la influencia de la luz son numerosas y constituyen el objeto de
la ciencia denominada fotoquímica, que estudia la transformación de la energía luminosa en energía
química. Las
plantas realizan esta transformación gracias a la clorofila, que absorbe las radiaciones solares, y la energía así almacenada se emplea para sintetizar los
alimentos hidrocarbonados.