Transcript termodinamica (1)

Motivación
¿Cómo enfría un frigorífico?
¿Cómo funciona un motor de un auto?
¿Por qué se derrite el hielo en un vaso de
agua?
Aristóteles “Base del Universo”
Apogeo de la Termodinámica
Siglo XIX.
Revolución/desarrollo industrial
Con la mejora de
rendimientos/eficiencias
en máquinas térmicas
La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes:
Temperatura
y Principio Cero
Define el equilibrio térmico y la temperatura
Primer Principio.
Joule (1843)
Equivalencia entre calor y trabajo conservación de
la energía
Segundo Principio. Dirección según la cual tienen lugar los procesos
Carnot (1824)
termodinámicos
Clausius (1865)
Introduce el concepto de “entropía”.
Establece el primer y segundo principio de forma simple:
1. La energía del universo es constante
2. La entropía del Universo tiende a un máximo
Tercer Principio Fija un límite de la temperatura termodinámica y de la
Nerst
entropía.
Termodinámica y Nuestro Entorno
Forma parte de nuestras vidas, ya que
el calor emitido por los combustibles
al quemar y los recursos energéticos
aportados por los alimentos que
ingerimos, están gobernados por
principios termodinámicos.
La Termodinámica tiene como objetivo el entender las interrelaciones entre los
fenómenos mecánicos, térmicos y químicos.
La Termodinámica estudia los fenómenos relacionados con las transferencias
de energía entre un sistema y su entorno.
Termodinámica
Palabras griegas: calor y potencia: Ciencia que estudia el calor,
el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los
estados del sistema.
Ciencia macroscópica que estudia las relaciones entre las
diferentes propiedades de equilibrio de un sistema y los cambios
en las propiedades de equilibrio de los procesos.
Fundamentos Básicos de Termodinámica
Algunos conceptos básicos
Sistema
Parte del universo que arbitrariamente separamos para estudiar el
intercambio de Energía que éste tiene con el resto del universo (Entorno)
Entorno
Universo
Sistema
Frontera
Fundamentos Básicos de Termodinámica
ENTORNO
SISTEMA
Vapor de agua
Calor
Intercambio :
Calor
Abierto
Cerrado
Aislado
Masa y Energía
Energía
Nada
Fundamentos Básicos de Termodinámica
Un sistema puede estar separado de su medio ambiente por varios tipos de
paredes o Limites o frontera, las cuales puede ser:
Entorno
Frontera
Sistema
a) Permeables o Semipermeables
b) Impermeables o Rígidos
c) Adiabáticas
d) Diatérmicas
Permeables
- Intercambio de materia
- Intercambio de Energía
Impermeables
- No hay intercambio de materia
- Intercambio de Energía
Fundamentos Básicos de Termodinámica
Permeable
Impermeable
Fundamentos Básicos de Termodinámica
Pared Diatérmica
60ºC
50ºC
40ºC
50ºC
Pared Adiabática
60ºC
40ºC
60ºC
40ºC
Sistemas
En resumen hasta ahora…….
Propiedades Termodinámicas
¿Qué propiedades usa la termodinámica para caracterizar un
sistema en equilibrio?
- Composición
- Volumen
- Presión
Características medibles y son necesarias para caracterizar
al sistema.
PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS
Fundamentos Básicos de Termodinámica
PROPIEDADES
INTENSIVAS
EXTENSIVAS
No dependen de la cantidad
de materia del sistema
Dependen de la cantidad
de materia del sistema
No son aditivas
- Temperatura
- Presión
- Densidad
Son aditivas
- Masa
- Volumen
Si las propiedades macroscópicas
intensivas a lo largo de un sistema son idénticas
el sistema de denomina homogéneo
Si por el contrario estas propiedades no
son idénticas el sistema se denomina
heterogéneo
Un sistema heterogéneo puede constar de varios sistemas
homogéneos a estas partes se les llama fases
En este caso tenemos tres fases
- La sal no disuelta
- La solución
- El vapor de agua
Funciones de estado
1) Al asignar valores a unas cuantas variables, los valores de
todas las demás quedan automáticamente fijados.
2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas
funciones sólo dependen de los estados inicial y
final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.
DX = Xfinal –Xinicial
Si X es función de estado se cumple
X  f (a, b, c....)
Altura = función de estado
Ecuaciones de Estado: Relacionan funciones de estado. Se
determinan experimentalmente
ej:
Predice el comportamiento de
PV = nRT
los gases a bajas presiones y
altas temperaturas.
Ecuación de estado del gas ideal
Cuando se especifica la temperatura y la presión de un mol de gas
ideal, el volumen sólo puede adquirir un valor, dado por la
ecuación de estado
EQUILIBRIO
La termodinámica estudia sistemas en equilibrio
(o procesos reversibles)
no se observan variaciones macroscópicas con el tiempo
Equilibrio térmico
Temperatura constante en
todos los puntos del sistema
Equilibrio mecánico
Todas las fuerzas están
equilibradas
Equilibrio material
No hay cambios globales en
la composición del sistema,
ni transferencia de materia
Trayectoria = Camino que sigue el sistema cuando su estado, las
funciones de estado, cambian con el tiempo
• Isotérmico
• Isobárico
• Isocórico
• Adiabático
Tipos de
procesos
(T = cte)
(P = cte)
(V = cte)
(Q = 0)
Reversible
Sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio;
un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir
el proceso.
Irreversible o espontáneo
Un cambio infinitesimal en las condiciones, no produce un
cambio de sentido en la transformación.
Los sistemas pueden cambiar de un estado de Equilibrio a otro a través de
un proceso que puede ser:
PROCESO ISOTÉRMICO:
Es un proceso en el cual la temperatura
permanece constante durante la operación.
En general, ninguna de las cantidades ΔV, Q y
W son nulas.
Hay una excepción: la energía interna de un
gas ideal depende solamente de la
temperatura. En consecuencia, para un gas
ideal U2 – U1, y Q = W
Se denomina gas ideal a un gas que sigue la
ley PV = nRT, donde n es el número de
moles, y R una constante.
Ley de Boyle
A cantidad y temperatura constante de gas, el volumen del gas es
inversamente proporcional a su presión.
P α 1/V
P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
PROCESO ISOBÁRICO:
Es un proceso a presión constante; en consecuencia:
y se tendrá
Si la presión no cambia durante un proceso, se dice
que éste es isobárico. Un ejemplo de un proceso
isobárico es la ebullición del agua en un recipiente
abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso
se efectúa a presión atmosférica constante. En el
punto de ebullición, la temperatura del agua no
aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay
un cambio de fase de agua a vapor.
Ley de Charles
A cantidad y presión constante, el volumen de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta.
VαT
V = constante
T
V1 V2

T1 T2
ISOCÓRICO:
Es un proceso a volumen constante, en
consecuencia. W = 0, y tendremos:
En un recipiente de paredes gruesas que
contiene un gas determinado, al que se le
suministra calor, observamos que la temperatura
y presión interna se elevan, pero el volumen se
mantiene igual.
En un proceso que se efectúa a volumen
constante sin que haya ningún desplazamiento,
el trabajo hecho por el sistema es cero.
Es decir, en un proceso isocórico no hay trabajo
realizando por el sistema. Y no se adiciona calor
al sistema que ocasione un incremento de su
energía interna.
Ley de Gay Lussac
A cantidad y volumen constante, la presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta.
PαT
P = constante
T
P1 P2

T1 T2
PROCESO ADIABÁTICO
Es cuando un sistema no gana ni pierde
calor, es decir, Q = 0.
En consecuencia,
El trabajo realizado sobre el sistema (-W
es positivo) se convierte en energía
interna, o, inversamente, si el sistema
realiza trabajo (-W es negativo), la
energía interna disminuye.
Proceso adiabático, en termodinámica,
cualquier proceso físico en el que
magnitudes como la presión o el
volumen se modifican sin una
transferencia significativa de energía
calorífica hacia el entorno o desde éste.
Ej: Los motores de automóvil, presentan fenómenos adiabáticos.
Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático.
TEMPERATURA
[K]
[ºC]
•La temperatura es una propiedad de un objeto que
está relacionada con el hecho de que el objeto esté o
no en equilibrio con otro objeto con el cuál está en
contacto.
•La temperatura es una propiedad intensiva del sistema
• Su cambio supone el cambio repetitivo y predecible en otras propiedades
del sistema, lo que permite asignarle un valor numérico
Termómetros
Son instrumentos que permite medir la temperatura de un sistema. Una
forma usual de construirlo es utilizando una sustancia que tenga un
coeficiente de dilatación que permanezca aproximadamente constante,
como el mercurio (Hg). Dicha sustancia se dispone dentro de un tubo
de vidrio graduado, de manera que las variaciones de temperatura
conllevan una variación de longitud que se visualiza a lo largo de la
escala.
Termómetro de Hg
Termómetro de
Alcohol
Termómetro
Electrónico
Grado Celsius
El grado Celsius, denominado grado
centígrado hasta 1948, representado como
°C, es la unidad creada por Andrés Celsius
para su escala de temperatura. Es una de las
unidades incluidas en el Sistema
Internacional de Unidades y la más
utilizada internacionalmente.
Se define asignando el valor 0 a la
temperatura de congelación y el valor 100 a
la de temperatura de ebullición del agua,
ambas medidas a una atmósfera de presión,
y dividiendo la escala resultante en 100
partes iguales, cada una de ellas definida
como 1 grado Celsius.
Kelvin
El Kelvin es una unidad de temperatura creada por Lord Kelvin sobre la
base de la escala centígrada, estableciendo el punto cero en el cero absoluto
(-273,15°C) y conservando la misma dimensión para los grados.
El Kelvin es la unidad de temperatura en el Sistema Internacional de
Unidades, correspondiente a una fracción de 1/273.16 partes de la
temperatura del punto triple del agua. Se representa con la letra K.
Coincidiendo el incremento en un grado Celsius con el de un Kelvin, su
importancia radica en el 0 de la escala: A la temperatura de 0 K se la
denomina cero absoluto y corresponde al punto en el que las moléculas y
átomos de un sistema tienen la mínima energía térmica posible. Ningún
sistema macroscópico puede tener una temperatura inferior.
°C = K - 273.15
Grado Fahrenheit
El grado Fahrenheit es una unidad de temperatura propuesta por Gabriel
Fahrenheit en 1724, cuya escala fija el cero y el cien en las temperaturas de
congelación y evaporación del cloruro amónico en agua. Similar a lo que
fija la escala Celsius con la congelación y evaporación del agua.
En la escala Fahrenheit, el punto de fusión del agua es de 32 grados, y el de
ebullición es de 212 grados. Una diferencia de 1,8 grados Fahrenheit
equivale a la de 1 grado centígrado.
ºF = 9ºC/5+32
ºC = (ºF-32)5/9
Equilibrio Térmico
El equilibrio térmico es una situación en la que
dos objetos en contacto térmico uno con otro
dejan de tener cualquier intercambio de calor.
A
B
A
B
Ley Cero de la Termodinámica
“Cuando dos sistemas A y B están en equilibrio térmico con un
tercero C, A y B también están en equilibrio térmico entre si”
A
B
C
A
B
C
Sistema en equilibrio
Calor
El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre dado a una
transferencia de energía de tipo especial en el que intervienen gran número
de partículas. Se denomina calor a la energía intercambiada entre un
sistema y el medio que le rodea debido a los choques entre las moléculas
del sistema y el exterior al mismo y siempre que no pueda expresarse
macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento.
El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema. El calor se
considera negativo cuando fluye desde el sistema.
Cuando una sustancia incrementa su temperatura de TA a TB, el calor
absorbido se obtiene multiplicando la masa (o el número de moles n) por el
calor específico c y por la diferencia de temperatura TB-TA.
Q = m cV(TB-TA)
Calor es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores
Como resultado de una diferencia de temperaturas.
El calor fluye desde el cuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío:
– La temperatura puede experimentar una variación.
– El estado de la materia puede cambiar (proceso isotérmico).
Calorías (cal):
–La cantidad de calor necesaria para variar un grado Celsius la
temperatura de un gramo de agua.
Julio (J):
–SI es la unidad de energía básica para el calor.
1 cal = 4,184 J
Determinación del calor específico
Determinación del calor específico a partir de datos
experimentales.
qplomo = -qagua
qagua = m c DT = (50,0 g)(4,184 J/g ºC)(28,8 – 22,0)ºC
qagua = 1,4x103 J
qplomo = -1,4x103 J = m c DT = (150,0 g)(c)(28,8 – 100,0)ºC
cplomo = 0,13 Jg-1 ºC-1
Calor de Fusión de hielo LF
Es la cantidad de calor necesaria para fundir 1 g de hielo =
80 cal
Capacidad calorífica del hielo es 0.5 cal / (g ºC)
Calor de Vaporización LV
Es la cantidad de calor necesaria para transformar 1 g de agua en vapor
=
540 cal
Capacidad calorífica del agua es 1 cal / (g ºC)
Trabajo
El trabajo en termodinámica siempre representa un intercambio de energía
entre un sistema y su entorno.
Cuando un sistema sufre una transformación, este puede provocar cambios en
su entorno.
Si los cambios implican el desplazamiento (variación) de las fuerzas que
ejerce el entorno sobre el sistema, o más precisamente sobre la frontera entre
el sistema y el entorno, entonces ha habido producción de trabajo.
Dependiendo del origen físico de las fuerzas aplicadas al sistema se distinguen
diferentes formas de trabajo realizado.
El trabajo tiene dimensiones de energía y representa un intercambio de energía
entre el sistema y su entorno.
w  F.dx
uff, uff
.
W=F x
Fuerza
Distancia que
se desplaza
el objeto
W 
Fuerza aplicada
X1
Fdx
[N.m=J]
X1
Trabajo realizado
por el hombre
X2
distancia
X2
Trabajo=área
TRABAJO (PV)
Pext
Pext
w  Fx dx
dx
A V / x
Pint
Pext = Pint
Equilibrio mecánico
Fx  Pext A
Pint
Estado
inicial
Estado
final
Pext > Pint
Pext = Pint
wembolo  Pext dV
wsistema   Pext dV
Diagrama P-V
P
Cuando un proceso termodinámico implica
cambios en el volumen y/o en la presión,
el trabajo realizado por el sistema es igual
al área bajo la curva en un diagrama P-V.
P1
P2
DW  P DV
V
V1
Diagrama P-V
V2
Área bajo la
curva P-V
Calor y trabajo
Se incrementa la energía interna
de un sistema cuando realiza un trabajo.
Se incrementa la energía interna de un
sistema al proporcionarle calor al
sistema.
Criterio de signos
W>0
W<0
SISTEMA
Q>0
Q<0
Energía interna
Un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico si no
hay una fuerza resultante que actúe sobre el sistema y si la temperatrua del
sistema es la misma que la de sus alrededores.
Energía interna: es la energía total de los componentes de un sistema
(energías de los enlaces, de traslación y de rotación de las moléculas, de
vibración de los átomos…). Es una función de estado y está representada
por U.
Función de la energía interna, U:
DU  DQ  DW
DU = cambio en la energía interna
DQ = calor neto absorbido por el sistema
DW = trabajo neto realizado sobre el sistema
1.- Un gas es comprimido a una presión constante de 0.80 atm. De 9.0 L a
2.0 L. En el proceso, 400 J de energía térmica salen del gas.
a) ¿Cuál es el trabajo efectuado por el gas?
b) ¿Cuál es el cambio en su energía interna?
Solución:
(a) El trabajo a presión constante esta dado por
W = p(Vf – Vi)
W = (0.80 atm)((2.0 L – 9.0 L)
W = (0.80 x 1.01325 x 105 Pa)(-7.0 x 10-3 m3)
W = - 567.4 J
(b) De acuerdo con la primera ley de la termodinámica:
ΔU = Q - W
ΔU = 400 J – (–567.4 J)
ΔU = 167.4 J
Ejemplo:
1.- Calcule la variación de energía interna de un gas que absorbe 37 J de calor
y sobre el que se realiza un trabajo de 25 J
ΔU = Q - W
ΔU = 37 J + 25 J = 62 J
W<0
W>0
SISTEMA
Q>0
Q<0
2.- Calcule el calor que intercambia un sistema con el entorno cuando dicho
sistema realiza un trabajo de 213 J y su energía interna aumenta 79 J.
R: 292 J
3.- Un gas absorbe 235 J de calor y su energía interna aumenta en 2255 J.
Calcule el trabajo.
R: 2020 J
4.- Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un auto se liberan 120
kJ. Si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50
kJ, calcule cuánto valdrá la variación de energía interna del sistema
ΔU = Q + W = –120 J + (–50 J) = –170 J
5.- Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de
calor. Halla la variación de energía interna del sistema.
ΔU = Q + W = 80 J + (–150 J) = –70 J
¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua
a 25ºC en vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm = 101300 Pa?
Datos: Ce(agua) 4180 J·kg–1·ºC–1; Lv = 2257 kJ·kg-1; R = 8,31 J ·mol–1·K–1;
d(agua) = 1000 kg · m–3
Q1 = m · Ce · ΔT = 0,100 kg · 4180 J·kg–1·ºC–1 · 75ºC = 31350 J
Q2 = m · LV = 0,100 kg · 2257 kJ·kg–1 = 225700 J
Q = Q1 + Q2 = 31350 J + 225700 J = 257050 J
V1 = m = 0,1 kg = 10–4 m3
d 1000 kg · m3
V2 = m ·R ·T = 0,1 kg·8,31 J·mol–1·K–1·373 K = 0,17 m3
M·p
0,018 kg · mol–1 · 101300 Pa
ΔV = V2 – V1 = 0,17 m3 – 10–4 m3 = 0,17 m3
W = –101300 Pa · 0,17 m3 = –17220 J
ΔU = Q + W = 257000 J + (–17220 J) = 239800 J
1) ¿Cuántos Kelvin son 72°F?
a.- 180 K
b.- 295,2 K
c.- 372 K
2) ¿Por qué para soldar las planchas de aluminio en los aviones se utilizan
remaches y no tornillos o pegamentos de contacto?
a.- Los tornillos no son seguros
b.- Para que la dilación ajusten los remaches
c.- Los remaches son más seguros
3) Es un ejemplo de proceso adiabático:
a.- Los motores de automóvil
b.- Ebullición del agua
c.- Un termo con agua caliente
4) Es un ejemplo de proceso isobárico:
a.- El agua congelada de una refrigeradora.
b.- El calentamiento de un gas en un recipiente sellado herméticamente.
c.- La ebullición del agua en un recipiente abierto.
5) En un proceso Isocórico es constante:
a.- La presión.
b.- El volumen.
c.- La temperatura.
6) En un proceso Isotérmico es constante:
a.- La presión.
b.- El volumen.
c.- La temperatura.
7) En un proceso Isobárico es constante:
a.- El volumen.
b.- La presión.
c.- La temperatura.
8) En un proceso adiabático se cumple:
a.- La energía interna de un gas es función de la temperatura exclusivamente.
b.- Si la presión no cambia durante un proceso
c.- La transferencia de calor hacia el sistema o proveniente de él es cero.
9) La afirmación correcta es:
a.- En un proceso isotérmico la temperatura no permanece constante durante la
operación.
b.- En un proceso isocórico no hay trabajo realizando por el sistema.
c.- Si la presión cambia durante un proceso, se dice que éste es isobárico
Fundamentos Básicos de Termodinámica Química
Verdadero o Falso
a) Todo sistema aislado es cerrado
b) Todo sistema cerrado está aislado
c) Para una cantidad fija de gas ideal, el producto PV permanece
constante en cualquier proceso
Control Nº 1
1.- Defina:
a) Sistema adiabático
b) Proceso isocórico
2.- Explique la “Ley cero de la termodinámica”
3.- Identifique los procesos en la gráfica Presión versus volumen
P
1
Proceso 1-2=
3
Proceso 2-3=
Proceso 1-3=
2
V