La termodinámica siempre ha sido algo difícil para mí. Hay muchas suposiciones en esta asignatura (esas suposiciones, lo sé, son necesarias, sé que la ciencia de la termodinámica es una ciencia muy práctica).
La Primera Ley de la Termodinámica establece matemáticamente: $$\Delta U=Q+W$$ (deben utilizarse las convenciones de signos adecuadas). Esto es sólo una ley de conservación de la energía y una ecuación muy sencilla, pero cuando llegamos a la termodinámica química esta ecuación cambia su forma y se convierte en: $$\Delta U=Q+p\,\Delta V$$ Mi intuición me dice que tan pronto como la presión y el volumen entran en cualquier ecuación se convierte específicamente para gases . Así que mi primera pregunta es:
¿Por qué las ecuaciones termodinámicas son sólo para los gases?
Imaginemos una expansión isotérmica de un gas (ese simple experimento del pistón y el gas) bajo una presión constante, ahora trabajemos $W$ es $$W=p\,\Delta V$$ pero si se utiliza la ecuación de la ley de los gases ideales, es decir $$pV=nRT$$ $$p\,\Delta V = \Delta nRT + nR\,\Delta T\tag1$$
ya que la expansión es isotérmica por lo tanto $\Delta T = 0$ y puedo pensar que durante la expansión ningún átomo o molécula ha sido aniquilado por lo tanto $\Delta n = 0$ , así que después de todo obtenemos $$p\,\Delta V = 0$$ $$W=0$$
Quiero saber mis errores en la consideración anterior.
Hay una pregunta en mi libro:
Un nadador que sale de una piscina se cubre con una película de agua que pesa $18\ mathrm g$ . ¿Cuánto calor debe suministrarse para evaporar esta agua a $298\ \mathrm K$ ? Calcular el cambio de energía interna de vaporización a $100\ \mathrm{^\circ C}$ . $\Delta_\mathrm{vap}H^\circ = 40.66\ \mathrm{kJ\ mol^{-1}}$ para el agua en $373\ \mathrm K$
Mi libro da su solución así $$\ce{H2O(l) -> H2O(g)}$$ Cantidad de sustancia de $18\ \mathrm g$ de $\ce{H2O(l)}$ es sólo $1\ \mathrm{mol}$ . Desde, $\Delta U=Q-p\,\Delta V$ Por lo tanto,
$$\Delta U=\Delta H-p\,\Delta V $$ . $$\Delta U=\Delta H-\Delta nRT$$ $$\Delta U=40.66 \times 10^3\ \mathrm{J\ mol^{-1}}-1\ \mathrm{mol}\times8.314\ \mathrm{J\ K^{-1}mol^{-1}}\times373\ \mathrm K$$ $$ \Delta U=37.56\ \mathrm{kJ\ mol^{-1}}$$
Tengo muchos problemas con esta solución que va directamente a los fundamentos de la ciencia de la termodinámica. (Debo decir que es debido a estos libros que la ciencia se convierte en un tema podrido, estos libros destruyen la verdadera esencia de la ciencia).
¿Cómo se $\Delta n=1\ \mathrm{mol}$ ?
Por qué la temperatura se toma como $373\ \mathrm K$ y no $298\ \mathrm K$ ya que el proceso comienza en $298\ \mathrm K$ ¿deberíamos usarlo?
En $373\ \mathrm K$ el proceso se convierte en isotérmico (calor latente) por lo que $\Delta U$ debería ser cero, si pensamos que el proceso de vaporización parte de $373\ \mathrm K$ .
Cualquier ayuda será muy apreciada. Muchas gracias.
