La Termodinámica

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Visualización Jerárquica de Termodinámica

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A continuación se examinará el significado.

¿Cómo se define? Concepto de Termodinámica

Véase la definición de Termodinámica en el diccionario.

Principios de la Termodinámica

Los principios de la termodinámica son las leyes que rigen la transformación de la energía. La termodinámica es la ciencia de la transformación de la energía. Se diferencia de la dinámica del físico y matemático inglés Isaac Newton por tener en cuenta el concepto de temperatura, que queda fuera del ámbito de la mecánica clásica. En la práctica, la termodinámica es útil para evaluar la eficiencia de los motores térmicos (dispositivos que transforman el calor en trabajo) y de los refrigeradores (dispositivos que utilizan fuentes externas de trabajo para transferir el calor de un sistema caliente a sumideros más fríos), y para discutir la espontaneidad de las reacciones químicas (su tendencia a producirse de forma natural) y el trabajo que pueden generar. Véase también: Química; Energía; Calor; Leyes del movimiento de Newton; Física; Refrigeración; Nevera; Temperatura

El tema de la termodinámica se basa en cuatro generalizaciones de la experiencia, que se denominan leyes de la termodinámica. Cada ley encarna una restricción particular de las propiedades del mundo. La conexión entre la termodinámica fenomenológica y las propiedades de las partículas constituyentes de un sistema se establece mediante la termodinámica estadística, también llamada mecánica estadística. La termodinámica clásica consiste en un conjunto de relaciones matemáticas entre observables, y como tal es independiente de cualquier modelo subyacente de la materia (en términos, por ejemplo, de átomos). Sin embargo, las interpretaciones en términos del comportamiento estadístico de grandes conjuntos de partículas enriquecen enormemente la comprensión de las relaciones establecidas por la termodinámica, y una descripción completa de la naturaleza debería utilizar explicaciones que se muevan sin esfuerzo entre los dos modos de discurso. Véase también: Átomo; Materia; Mecánica estadística

Hay un puñado de conceptos muy primitivos en termodinámica. El primero es la distinción entre el sistema, que es el conjunto de interés, y el entorno, que es todo lo demás. En el entorno se realizan observaciones sobre el sistema y se intenta inferir sus propiedades a partir de esas mediciones. El sistema y el entorno constituyen conjuntamente el universo y se distinguen por la frontera que los separa. Si la frontera es impermeable a la penetración de materia y energía, el sistema se clasifica como aislado. Si la energía, pero no la materia, puede atravesarla, se dice que el sistema es cerrado. Si tanto la energía como la materia pueden atravesar el límite, se dice que el sistema es abierto. Otro concepto primitivo de la termodinámica es el de trabajo. Por “trabajo” se entiende un proceso por el que se puede elevar un peso en el entorno. El trabajo es el vínculo entre la mecánica y la termodinámica. Véase también: Trabajo

Ninguno de estos conceptos primitivos introduce las propiedades que tradicionalmente se consideran centrales en la termodinámica, es decir, la temperatura, la energía, el calor y la entropía. Estos conceptos son introducidos por las leyes y se basan en los fundamentos que proporcionan estos conceptos primitivos.

La decimoquinta ley de la termodinámica

La decimoquinta ley de la termodinámica establece la existencia de una propiedad llamada temperatura. Esta ley se basa en la observación de que si un sistema A está en equilibrio térmico con un sistema B (es decir, no se produce ningún cambio en las propiedades de B cuando los dos están en contacto), y si el sistema B está en equilibrio térmico con un sistema C, entonces ocurre invariablemente que A se encontrará en equilibrio con C si los dos sistemas se ponen en contacto mutuo. Esta ley sugiere que se puede establecer una escala numérica para la propiedad común, y si A, B y C tienen los mismos valores numéricos de esta propiedad, entonces estarán en equilibrio térmico mutuo si se colocan en contacto. Esta propiedad se llama ahora temperatura.

En termodinámica es apropiado informar de las temperaturas en una escala natural, donde el 0 se atribuye a la temperatura más baja alcanzable. Las temperaturas en esta escala termodinámica se denominan T y se suelen indicar en kelvins. La relación entre la escala Kelvin y la escala Celsius (θ) es T(K) = θ(°C) + 273,15. Véase también: Temperatura

Primera ley de la termodinámica

La primera ley de la termodinámica establece la existencia de una propiedad llamada energía interna de un sistema. También introduce en la discusión el concepto de calor.

La primera ley se basa en la observación de que un cambio en el estado de un sistema puede producirse mediante diversas técnicas. En efecto, si nos limitamos a un sistema adiabático, aislado térmicamente de su entorno, las investigaciones del físico inglés James Prescott Joule demuestran que se produce el mismo cambio de estado con una cantidad determinada de trabajo, independientemente de la forma en que éste se realice. Esta observación sugiere que, al igual que la altura por la que sube un alpinista puede calcularse a partir de la diferencia de altitudes, independientemente del camino que siga el alpinista entre dos puntos fijos, el trabajo, w, puede calcularse a partir de la diferencia entre las propiedades finales e iniciales de un sistema. La propiedad relevante se denomina energía interna, U. Sin embargo, si la transformación del sistema se realiza por un camino que no es adiabático, puede ser necesaria una cantidad de trabajo diferente. La diferencia entre el trabajo de cambio adiabático y el trabajo de cambio no adiabático se llama calor, q. Véase también: Proceso adiabático; Energía; Calor

La implicación práctica de este argumento es que hay dos modos de transferir energía entre un sistema y su entorno. Uno es el trabajo y el otro el calentamiento del sistema. El trabajo y el calor son modos de transferencia de energía. No son formas de energía en sí mismas. El trabajo es un modo de transferencia que equivale (si no es el caso en la actualidad) a elevar un peso en el entorno. El calor es un modo de transferencia que surge de una diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno. Lo que comúnmente se llama “calor” es más correcto llamarlo movimiento térmico de las moléculas de un sistema. Véase también: Molécula

La interpretación molecular de la termodinámica permite entender la distinción operativa entre trabajo y calor. El trabajo es una transferencia de energía que estimula (o es causada por) el movimiento molecular organizado en el entorno. Así, la elevación de una pesa por un sistema corresponde al movimiento organizado y unidireccional de los átomos de la pesa. Por el contrario, el calor es la transferencia de energía que estimula (o es causada por) el movimiento molecular caótico en el entorno. Por tanto, la aparición de energía en forma de calor en el entorno es la salida caótica de la energía almacenada.

La primera ley de la termodinámica establece que la energía interna de un sistema aislado se conserva. Es decir, para un sistema al que no se puede transferir energía por medio de trabajo o calor, la energía interna permanece constante. Esta ley es prima de la ley de la conservación de la energía en mecánica, pero es más rica, ya que implica la equivalencia del calor y el trabajo para provocar cambios en la energía interna de un sistema (y el calor es ajeno a la mecánica clásica). La primera ley es una declaración de permiso: no puede producirse ningún cambio en un sistema aislado a menos que ese cambio corresponda a una energía interna constante. Véase también: Conservación de la energía

Es común en termodinámica cambiar la atención del cambio en la energía interna de un sistema al cambio en la entalpía, ΔH, del sistema. La interpretación de ΔH es que es igual a la energía que puede obtenerse como calor cuando ocurre el proceso. Esta interpretación se desprende del hecho de que el término pΔV tiene en cuenta el trabajo de retroceso del entorno que debe tener lugar durante el proceso y que, por tanto, no está disponible para aportar calor. Los cambios de entalpía se utilizan ampliamente en termoquímica, la rama de la fisicoquímica que se ocupa de las producciones y necesidades de calor de las reacciones químicas. Véase también: Entalpía; Termoquímica

Dos magnitudes importantes en termodinámica son las capacidades caloríficas a volumen constante Cv y a presión constante Cp. Estas cantidades se definen como la pendiente de la variación de la energía interna y la entalpía, respectivamente, con respecto a la temperatura. Las dos magnitudes se diferencian por el trabajo que hay que realizar para cambiar el volumen del sistema cuando la restricción es la de presión constante, y entonces se dispone de menos energía para aumentar la temperatura del sistema. Véase también: Gas; Capacidad calorífica; Presión

Segunda ley de la termodinámica

La segunda ley de la termodinámica trata de la distinción entre procesos espontáneos y no espontáneos. Un proceso es espontáneo si se produce sin necesidad de ser impulsado. En otras palabras, los cambios espontáneos son cambios naturales, como el enfriamiento de un metal caliente y la expansión libre de un gas. Muchos cambios concebibles se producen con la conservación de la energía de forma global y, por tanto, no entran en conflicto con la primera ley; pero muchos de esos cambios resultan ser no espontáneos y, por tanto, sólo se producen si son impulsados.

La segunda ley fue formulada por el físico irlandés William Thomson (Lord Kelvin) y por el físico teórico alemán Rudolf Clausius de forma relacionada con la observación: “ningún motor cíclico funciona sin un disipador de calor” y “el calor no se transfiere espontáneamente de un cuerpo frío a otro más caliente”, respectivamente. Las dos afirmaciones son lógicamente equivalentes en el sentido de que el fallo de una implica el fallo de la otra. Sin embargo, ambas pueden absorberse en una sola afirmación: la entropía de un sistema aislado aumenta cuando se produce un cambio espontáneo. La propiedad de la entropía se introduce para formular la ley cuantitativamente, exactamente de la misma manera que se introducen las propiedades de la temperatura y la energía interna para hacer cuantitativas y precisas las leyes zerra y primera.

Cuando una determinada cantidad de energía se transfiere en forma de calor, el cambio de entropía es grande si la transferencia se produce a baja temperatura y pequeño si la temperatura es alta.

Esta definición un tanto austera de la entropía se ve muy iluminada por la interpretación del físico teórico austriaco Ludwig Boltzmann de la entropía como medida del desorden de un sistema. La conexión puede apreciarse cualitativamente al menos observando que si la temperatura es alta, la transferencia de una cantidad determinada de energía en forma de calor estimula un desorden adicional relativamente pequeño en el movimiento térmico de las moléculas de un sistema; en cambio, si la temperatura es baja, la misma transferencia podría estimular un desorden adicional relativamente grande. Esta conexión entre entropía y desorden se justifica con un análisis más detallado, y en general es seguro interpretar la entropía de un sistema o de su entorno como una medida del desorden presente.

El enunciado formal de la segunda ley de la termodinámica es que la entropía de un sistema aislado aumenta en el curso de un cambio espontáneo. La iluminación de la ley provocada por la asociación de la entropía y el desorden es que en un sistema aislado (en el que la tecnología no puede penetrar) los únicos cambios que pueden producirse son aquellos en los que no aumenta el orden. Así, la energía y la materia tienden a dispersarse en el desorden (es decir, la entropía tiende a aumentar), y esta dispersión es el motor del cambio espontáneo. Véase también: Flecha del tiempo

Este colapso en el caos no tiene por qué ser uniforme. El sistema aislado no tiene por qué ser homogéneo, y puede haber un aumento del orden en una parte siempre que haya un aumento compensatorio del desorden en otra parte. Así, en termodinámica, el colapso en el desorden en una región del universo puede dar lugar a la aparición del orden en otra región. El criterio para la aparición del orden es que la disminución de la entropía asociada a él se vea anulada por un aumento mayor de la entropía en otra parte. Véase también: Entropía

Tercera ley de la termodinámica

La importancia práctica de la segunda ley es que limita la medida en que la energía interna puede extraerse de un sistema como trabajo. En resumen, para que un proceso genere trabajo, debe ser espontáneo. (No tiene sentido utilizar un proceso para producir trabajo si ese mismo proceso necesita ser accionado; entonces no es más que una rueda dentada). Por lo tanto, cualquier proceso que produzca trabajo debe ir acompañado de un aumento de la entropía. Si se extrajera una cantidad de energía de un foco caliente y se convirtiera totalmente en trabajo, se produciría una disminución de la entropía del foco caliente y no se produciría un aumento compensatorio en otro lugar. Por lo tanto, tal proceso no es espontáneo y no puede utilizarse para generar trabajo. Para que el proceso sea espontáneo, es necesario desechar parte de la energía como calor en un sumidero de menor temperatura. En otras palabras, la naturaleza impone un impuesto a la extracción de energía en forma de trabajo. Por tanto, existe un límite fundamental en la eficiencia de los motores que convierten el calor en trabajo.

El límite cuantitativo de la eficiencia, ∊, que se define como el trabajo producido dividido por el calor absorbido de la fuente caliente, fue derivado por primera vez por el físico francés Sadi Carnot. Las mayores eficiencias se obtienen con los sumideros más fríos y las fuentes más calientes, y estos son los requisitos de diseño de las centrales modernas. Véase también: Ciclo de Carnot

La eficiencia perfecta (∊ = 1) se obtendría si el sumidero frío estuviera en el cero absoluto (Tcold = 0). Sin embargo, la tercera ley de la termodinámica, que es otro resumen de las observaciones, afirma que el cero absoluto es inalcanzable en un número finito de pasos para cualquier proceso. Por lo tanto, el calor nunca puede convertirse completamente en trabajo en un motor térmico. La implicación de la tercera ley en esta forma es que el cambio de entropía que acompaña a cualquier proceso se aproxima a cero a medida que la temperatura se aproxima a cero. Esta implicación implica a su vez que todas las sustancias tienden a la misma entropía a medida que la temperatura se reduce a cero. Por lo tanto, es sensato tomar la entropía de todas las sustancias cristalinas perfectas (sustancias en las que no hay desorden residual derivado de la ubicación de los átomos) como igual a cero. Por lo tanto, un enunciado abreviado común de la tercera ley es que todas las sustancias cristalinas perfectas tienen entropía cero en el cero absoluto (T = 0). Esta afirmación es coherente con la interpretación de la entropía como medida del desorden, ya que en el cero absoluto se ha apagado todo el movimiento térmico. Véase también: Cero absoluto

En la práctica, las mediciones de la capacidad calorífica se realizan hasta la temperatura más baja posible, y generalmente se realizan ciertas aproximaciones para extrapolar estas mediciones hasta el cero absoluto. Si hay transiciones de fase por debajo de la temperatura de interés, se añade una contribución de cada una de esas transiciones, igual al cambio de entalpía de la transición dividido por la temperatura a la que se produce. Estas determinaciones muestran que la entropía de una sustancia aumenta al pasar de sólido a líquido y a gas. Véase también: Transiciones de fase

Energía libre de Gibbs

Una de las magnitudes derivadas más importantes en termodinámica es la energía de Gibbs, G, que se denomina ampliamente energía libre y fue formulada por el físico estadounidense Willard Gibbs. El principal significado de G es que un cambio en G es una medida de la energía del sistema que está libre para hacer un trabajo distinto al de simplemente hacer retroceder las paredes del sistema a medida que ocurre el proceso. Por ejemplo, es una medida del trabajo eléctrico que puede extraerse cuando se produce una reacción química, o el trabajo de construcción de una proteína que puede realizar un proceso bioquímico. Véase también: Proteína

La energía de Gibbs puede desarrollarse de dos maneras diferentes. En primer lugar, es bastante fácil demostrar a partir de la termodinámica formal. Un aumento de la entropía total corresponde a una disminución de la energía de Gibbs. Dado que un cambio espontáneo se produce en la dirección del aumento de la entropía total, se deduce que otra forma de expresar el signo del cambio espontáneo es que se produce en la dirección de la disminución de la energía de Gibbs. En este sentido, la energía de Gibbs no es más que una versión disfrazada de la entropía total.

Sin embargo, la energía de Gibbs es mucho más que eso, ya que (como se ha comentado anteriormente) muestra la cantidad de trabajo sin expansión que puede extraerse de un proceso. En términos generales, dado que un cambio en la energía de Gibbs a temperatura constante puede expresarse como ΔG = ΔH – TΔS, este último término representa el impuesto exigido por la naturaleza para garantizar que un proceso en general sea espontáneo. Mientras que ΔH mide la energía que puede extraerse en forma de calor, puede ser necesario desechar parte de la energía en el entorno para garantizar que en general haya un aumento de la entropía cuando se produce el proceso, y esa cantidad (TΔS) ya no está disponible para realizar trabajo. Este es el origen del nombre de energía libre para la energía de Gibbs, pues representa aquella energía almacenada por el sistema que está libre para ser extraída como trabajo.

Para una reacción química, la energía Gibbs estándar de reacción se calcula a partir de las diferencias de las energías Gibbs estándar de formación de cada sustancia, el cambio en la energía Gibbs que acompaña a la formación de la sustancia a partir de sus elementos en condiciones estándar (una presión de 1 bar o 105 pascales). La energía de Gibbs estándar de reacción es la principal función termodinámica para aplicaciones en química.

La energía de Gibbs es el centro de atención de la termodinámica química. Se despliega introduciendo una cantidad relacionada llamada potencial químico. El potencial químico se define como la pendiente de la gráfica que muestra cómo varía la energía total de Gibbs de un sistema al aumentar la composición de uno de sus componentes. La pendiente de la gráfica varía con la composición, por lo que el potencial químico también varía con la composición. En términos generales, el potencial químico puede interpretarse como una medida del potencial de una sustancia para sufrir un cambio químico: si su potencial químico es alto, entonces tiene un alto potencial para provocar un cambio químico. Así, un gas a alta presión tiene un potencial químico mayor que uno a baja presión, y una sustancia a alta temperatura tiene un potencial químico mayor que la misma sustancia a una temperatura más baja.

Una implicación de la segunda ley es que el potencial químico de una sustancia debe ser el mismo en cualquier fase en la que se encuentre y el mismo en todas las fases que están en equilibrio en un sistema. Estos requisitos conducen, mediante un sutil argumento, a una de las conclusiones más célebres de la termodinámica química, la regla de fase de Gibbs. La regla de las fases es particularmente importante para discutir la estructura de los diagramas de fases, que son gráficos que muestran el rango de temperatura y composición en el que varias fases de un sistema están en equilibrio. Véase también: Equilibrio de fase; Regla de fase

En los sistemas en los que pueden producirse reacciones químicas, los potenciales químicos de los reactivos y los productos pueden utilizarse para determinar la composición en la que la mezcla de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico, sin tendencia al cambio espontáneo. En química, el estado de equilibrio químico se expresa normalmente en términos de la constante de equilibrio, K, que se define en términos de las concentraciones o presiones parciales de las especies participantes. En general, si los productos dominan en la mezcla de reacción en el equilibrio, entonces la constante de equilibrio es mayor que 1, y si los reactantes dominan, entonces es menor que 1. Las manipulaciones de las relaciones termodinámicas estándar muestran que la energía de Gibbs de reacción estándar de cualquier reacción es proporcional al negativo del logaritmo de la constante de equilibrio. Véase también: Equilibrio químico; Termodinámica química; Energía libre

Termodinámica de los procesos irreversibles

El estudio termodinámico de los procesos irreversibles se centra en la tasa de producción de entropía y la relación entre los flujos y las fuerzas que los originan. Estos flujos incluyen la difusión (el flujo de materia), la conducción térmica (el flujo de energía del movimiento térmico) y la conducción eléctrica (el flujo de carga eléctrica). En cada caso, el flujo surge de una diferencia de potencial generalizada de algún tipo. Así, la difusión está relacionada con un gradiente de concentración y la conducción térmica con un gradiente de temperatura. En cada caso, la tasa de cambio de entropía que surge del flujo es proporcional tanto al flujo como al gradiente que da lugar al flujo. Así, un flujo elevado de materia que desciende por un gradiente de concentración pronunciado da lugar a un cambio rápido de entropía. Véase también: Conducción (electricidad); Difusión; Conducción del calor

Basado en la experiencia de varios autores, mis opiniones, perspectivas y recomendaciones se expresarán a continuación (o en otros lugares de esta plataforma, respecto a las características en 2026 o antes, y el futuro de esta cuestión):

Una observación importante es que los flujos, Ji, y los potenciales, Xj, no son independientes entre sí. Así, un gradiente de temperatura puede dar lugar a una difusión, y un gradiente de concentración puede dar lugar a un flujo de energía. Véase también: Procesos termodinámicos; Termoelectricidad

Datos verificados por: Thompson
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Leyes de la Termodinámica

Termo significa calor (o energía), y dinámica significa cambios. La termodinámica es el estudio de las transformaciones que tienen lugar cuando la energía o los combustibles se utilizan para hacer el trabajo. Trabajo significa que algo se mueve, incluyendo una roca o una pierna levantada, un coche conducido, agua evaporada o levantada en la atmósfera, productos químicos concentrados, o dióxido de carbono transformado de la atmósfera en una planta verde. Hay dos leyes principales de la termodinámica, llamadas la primera ley de la termodinámica y la segunda ley de la termodinámica. Simplemente la primera ley dice que la energía (o, para algunas consideraciones particulares, la materia energética) nunca puede ser creada ni destruida, sino solo cambiada en su forma. Así, la energía potencial que una vez se encontró en un galón de gasolina pero que luego se utilizó para conducir un automóvil, digamos, 20 millas por una colina, todavía se encuentra en algún lugar, como el impulso del automóvil, como el calor disipado por el radiador o donde los neumáticos se encuentran con la carretera, o en el aumento de la energía potencial del automóvil en la cima de la colina. La mayor parte de la energía original se encontrará como calor disipado en el medio ambiente, donde es esencialmente imposible obtener ningún trabajo adicional. (Técnicamente se podría capturar ese calor residual y utilizar parte de él, pero se requeriría el uso de aún más energía para hacerlo).
Si, Pero:
Pero alguna fracción del trabajo realizado puede ser utilizada nuevamente, por ejemplo, el automóvil podría ser rodado de nuevo a su posición original cuesta abajo usando la fuerza de la gravedad. La segunda ley dice que todos los procesos de la vida real producen entropía.
Entre las Líneas
En cada transformación de energía, parte de la energía inicial de alto grado (es decir, la energía que tiene potencial para hacer el trabajo) se transformará en calor de bajo grado apenas por encima de la temperatura del entorno.
Entre las Líneas
En otras palabras, la primera ley dice que la cantidad de energía siempre permanece constante, pero la segunda ley dice que la calidad se degrada con el tiempo. El significado práctico de esto es que, con la excepción de la entrada de energía fiable del sol, siempre es necesario encontrar nuevos recursos energéticos para construir y mantener cualquier estructura que tengamos, incluyendo casas, coches, civilizaciones y nosotros mismos.

Más Información

Las implicaciones de esto han tenido impactos abrumadores en todas las empresas e historias humanas y constituyen el resto de este libro.

Hasta donde sabemos, no hay ejemplos de ninguna acción que ocurra en la Tierra, o en cualquier otro lugar, que no esté sujeta a las leyes de la termodinámica. La única excepción posible, dada en la primera parte de este capítulo, es que la ley de conservación de la energía necesita ser ampliada a la ley de conservación de la energía de masa cuando se consideren las reacciones nucleares (en una estrella, una bomba nuclear o una planta de energía nuclear). Esto se debe a que la masa puede convertirse en energía (y viceversa) según la famosa ecuación de Einstein: E = MC2, que dice que bajo circunstancias especiales la energía creada es igual a la masa por la velocidad de la luz al cuadrado.
Entre las Líneas
En otras palabras, en una conversión nuclear, una pequeña cantidad de masa puede ser convertida en una enorme cantidad de energía, aunque esto solo puede ocurrir bajo condiciones muy especiales. Este es un ejemplo de cómo la ciencia a menudo avanza. La primera ley de la termodinámica podría parecer haber sido violada cuando aprendimos sobre las reacciones nucleares, pero con la ayuda de Einstein, solo tuvimos que entender que mientras la primera ley funciona muy bien para las condiciones cotidianas, tenemos que expandirla para incluir la masa para las circunstancias muy especiales de una estrella, es decir, tenemos que aprender cómo expandir nuestra ley.

Datos verificados por: LI

Energía Libre en la Termodinámica

La energía libre, en termodinámica, es una propiedad similar a la energía o función de estado de un sistema en equilibrio termodinámico. La energía libre tiene las dimensiones de la energía, y su valor viene determinado por el estado del sistema y no por su historia. La energía libre se utiliza para determinar cómo cambian los sistemas y cuánto trabajo pueden producir.

Revisor de hechos: Brite

Características de Termodinámica

Recursos

Traducción de Termodinámica

Inglés: Thermodynamics
Francés: Thermodynamique
Alemán: Thermodynamik
Italiano: Termodinamica
Portugués: Termodinâmica
Polaco: Termodynamika

Tesauro de Termodinámica

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Véase También

• Energía térmica

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Traducción al Inglés

Traducción al inglés de Termodinámica: Thermodynamics

Véase También

Bibliografía

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