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PRINCIPIOS DE TERMODINÁMICA Y ELECTROMAGNETISMO
Tema 2 Primera ley de la termodinámica
Objetivo: El alumno realizará balances de energía en
sistemas
termodinámicos,
mediante
la
aplicación
de
la
primera
ley
de
la
termodinámica.
Contenido:
2.1
Definición de termodinámica. Concepto de sistema termodinámico.
termodinámicos: abierto, cerrado y aislado. Frontera y ambiente.
Sistemas
2.2
Propiedades termodinámicas: intensivas y extensivas. Conceptos de estado, proceso, ciclo y
fase. Equilibrio termodinámico.
2.3
Propiedades de las sustancias. Sustancia pura. Postulado de estado. Capacidad térmica
específica. Entalpia.
2.4
Concepto de calor sensible y latente. El signo del calor que entra en un sistema es positivo.
Concepto de trabajo. El signo del trabajo que se realiza sobre el sistema es positivo.
Interpretación gráfica del trabajo en el diagrama (v, P).
2.5
Principios de la conservación de la energía y de la masa. Ecuación de continuidad. Primera
ley de la termodinámica para ciclos y procesos en sistemas cerrados.
2.6
Modelo de gas ideal. Capacidades térmicas específicas a presión y volumen constantes.
Procesos con gas ideal: isométrico, isobárico, isotérmico, adiabático y politrópico, y sus
relaciones presión-volumen-temperatura.
2.7
Primera ley de la termodinámica para sistemas abiertos. Ecuación de Bernoulli.
M del Carmen Maldonado Susano
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2.1
Definición de termodinámica. Concepto de sistema
termodinámico. Sistemas termodinámicos: abierto,
cerrado y aislado. Frontera y ambiente.
Termodinámica
“La termodinámica es la parte de la física que estudia la energía, sus
transformaciones y los medios empleados para efectuar dichas
transformaciones y aquellas propiedades de las sustancias que guardan
alguna relación con la energía”.
Es la ciencia que estudia la energía, sus transformaciones, los medios
empleados para efectuar dicha transformación y aquellas propiedades
que guardan alguna relación con la energía.
Es la parte de la física que estudia el calor (interacción térmica), el trabajo
(interacción mecánica) y sus relaciones con las propiedades de las
sustancias.
Es la ciencia que trata de las transformaciones de la energía y de las
relaciones entre las propiedades físicas de las sustancia afectadas por
dichas transformaciones.
Otra definición díce que es la ciencia que estudia la energía y la entropía.
Sistema termodinámico (sistema)
Porción del espacio o cantidad de materia que se selecciona para realizar
un análisis energético. Todo lo ajeno al sistema se conoce como entorno
o medio ambiente, y el límite real o hipotético se denomina frontera o
límites del sistema.
Es una porción con masa del universo la que se separa del universo para
su análisis.
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Ejemplos
Ejemplos de sistemas: una caldera, una turbina, un automóvil, un avión,
etc. Un sistema puede estar compuestos de varios subsistemas como una
central de energía eléctrica que esta compuesta de varias componentes
como el generador de vapor, turbina condensador, calentadores, bombas
en cada uno de los cuales se realiza el análisis energético o en toda la
central.
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Frontera
La frontera puede ser una superficie fija o variable con el tiempo.
Superficie fija
Frontera
Variable con
el tiempo
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Clasificación de frontera
Permeable
Pasaje
de masa
Impermeable
Diatérmica
Interacción
térmica
Adiabática
Flexible
Interacción
mecánica
Rígida
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Clasificación de Sistema
Abierto
Sistema
Cerrado
Aislado
Sistema cerrado
Es aquel que contiene una cantidad fija e invariable de masa y solamente la energía
es la que puede cruzar la frontera.
Es un sistema en el cual sólo existe intercambio de energía pero no hay transferencia
de masa entre el mismo y sus alrededores. Como ejemplo podemos citar el gas
encerrado en un cilindro en un motor de combustión interna o una olla tapada.
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Sistema abierto (o volumen de control)
Es aquel que permite el paso de masa y de energía.
Es un sistema en el cual existe intercambios de energía y materia. Una turbina o una
caldera son ejemplos de volúmenes de control.
Sistema aislado
Es un caso particular del sistema cerrado, en el cual no hay transferencia de masa ni
de energía a través de la frontera.
Llamamos sistema aislado a aquel cuyas paredes no permiten ni la transferencia de
masa ni la transferencia de energía
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2.2
Propiedades
termodinámicas:
intensivas
y
extensivas. Conceptos de estado, proceso, ciclo y
fase. Equilibrio termodinámico.
Propiedades Termodinámicas
Es una característica de un sistema termodinámico y sólo depende de la condición o
estado en que se encuentre, es decir es independiente de cómo se llego a ese
estado.
Pueden clasificarse en:
Propiedades intensivas: son independientes del tamaño del sistema (presión, la
temperatura, la densidad, el volumen específico, etc.).
Propiedades extensivas: dependen del tamaño del sistema (masa, el volumen, la
cantidad de energía, etc).
Intensivas:
No dependen de la
masa.
Propiedades
Extensivas:
Si dependen de la
masa.
Intensivas
Las propiedades intensivas de una sustancia son las que no dependen de la cantidad de
masa de dicha sustancia, es decir, conservan su mismo valor aún cuando la masa presente
aumente o disminuye; por ejemplo, su peso específico, su resistividad, su temperatura, su
volumen específico y su permeabilidad magnética.
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Extensivas
Las propiedades extensivas de una sustancia son aquellas cuyo valor cambiara, si cambia la
cantidad de masa que esté presente en el fenómeno; por ejemplo, su volumen, su peso, su
resistencia eléctrica, su energía cinética y su energía potencial.
Las propiedades extensivas son aditivas
en tanto que las intensivas no lo son.
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Fases
Los sistemas físicos que encontramos en la Naturaleza consisten en un agregado de un
número muy grande de átomos. La materia está en una de las tres fases: sólido, líquido o
gas:
Sólido
Fase
Líquido
Gas
En los sólidos, las posiciones relativas (distancia y orientación) de los átomos o moléculas
son fijas.
En los líquidos las distancias entre las moléculas son fijas, pero su orientación relativa
cambia continuamente.
En los gases, las distancias entre moléculas, son en general, mucho más grandes que las
dimensiones de las mismas. Las fuerzas entre las moléculas son muy débiles y se
manifiestan principalmente en el momento en el que chocan. Por esta razón, los gases son
más fáciles de describir que los sólidos y que los líquidos.
El gas contenido en un recipiente, está formado por un número muy grande de moléculas,
6.02·1023 moléculas en un mol de sustancia. Cuando se intenta describir un sistema con un
número tan grande de partículas resulta inútil (e imposible) describir el movimiento
individual de cada componente. Por lo que mediremos magnitudes que se refieren al
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conjunto: volumen ocupado por una masa de gas, presión que ejerce el gas sobre las
paredes del recipiente y su temperatura. Estas cantidades físicas se denominan
macroscópicas, en el sentido de que no se refieren al movimiento individual
Fluido
Es aquella sustancia que debido a su poca cohesión intermolecular carece de forma
propia y adopta la forma del recipiente que lo contiene.
Los fluidos se clasifican en líquidos y gases.
Líquido:
Incompresible, tiene un
volumen definido.
Fluido
Gas:
Altamente compresible.
Su volumen depende del
recipiente que lo contenga.
Líquidos
A una presión y temperatura determinadas ocupan un volumen determinado. Introducido
el líquido en un recipiente adopta la forma del mismo, pero llenando sólo el volumen que
le corresponde. Si sobre el líquido reina una presión uniforme, por ejemplo la
atmosférica, el líquido adopta una superficie libre plana, como la superficie de un lago.
Gases
A una presión y temperatura determinada, tienen también un volumen determinado,
pero puestos en libertad, se expansionan hasta ocupar el volumen completo del
recipiente que lo contiene y no presentan superficie libre.
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En termodinámica el análisis se hará siempre desde el punto de vista del sistema.
Estado
Estado es la condición en la que se encuentra un sistema en un determinado
momento y se puede definir por dos o más propiedades independientes.
En el caso de sustancias simples, el estado se define por dos propiedades
independientes como pueden ser la presión y la temperatura.
Proceso
Proceso es la trayectoria o la sucesión de estados por los que pasa un sistema para ir
de un estado inicial a otro final.
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Se clasifican en:
Los procesos los podemos clasificar en:
o
Reversibles : se puede regresar del estado final al estado inicial siguiendo los
mismos estados
o
Irreversibles: no se puede regresar del estado inicial al estado final siguiendo
la misma trayectoria ya que en realidad en estos procesos no existen estados
intermedios.
Proceso casi estático (cuasiestático)
Es el pasaje del sistema dado de un estado de equilibrio inicial a otro de equilibrio
final.
Es aquel en el que la interacción produce el cambio, difiere en menos de un
infinitésimo del Valor de la propiedad sobre la que influye.
Un proceso casi estático transcurre por una sucesión de estados de equilibrio.
En un proceso casi estático, casi no hay variación en sus propiedades, sin embargo,
si hay diferencia entre el estado inicial y el estado final.
El proceso casi estático se caracteriza porque en puntos consecutivos de la línea el
valor casi no cambia.
El proceso casi estático se representa con una línea continua.
Proceso casi estático = proceso reversible = idealización
Proceso cíclico
Es aquel en el que el sistema parte de un estado de equilibrio inicial, transita por
otro estado de equilibrio diferente y termina en el estado de equilibrio inicial.
Podemos decir que en la práctica todos los procesos son
irreversibles pero podemos idealizar los procesos como
cuasiestáticos en los cuales sólo existe un desequilibrio
diferencial entre los procesos.
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Estado de equilibrio de un sistema
Es cuando las variables macroscópicas presión P, volumen V, y temperatura T, no
cambian.
El estado de equilibrio es dinámico en el sentido de que los constituyentes del
sistema se mueven continuamente.
Es aquel cuyas propiedades tienen valores independientes del tiempo.
El estado del sistema se representa por un punto en un diagrama P-V. Podemos
llevar al sistema desde un estado inicial a otro final a través de una sucesión de
estados de equilibrio
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2.3
Propiedades de las sustancias. Sustancia pura.
Postulado de estado. Capacidad térmica específica.
Entalpia.
Sustancia pura
Substancia que tiene una composición química homogénea e invariable en todas sus
fases.
Puede existir en más de una fase, de manera que mezclas de agua y vapor siguen
considerándose substancia pura.
Mezclas de gases a veces pueden considerarse substancia pura si no hay cambio de
fase.
Sistema Homogéneo
Sistema en el que cada propiedad intensiva es constante.
Si el sistema no es homogéneo puede constar de varias partes que si cada una es
homogénea, se le llama fase.
Sustancia Simple
Aquella que sólo tiene una forma relevante de realizar trabajo.
Substancia Simple Compresible
Es aquella cuya forma relevante de hacer trabajo es mediante variaciones de
volumen.
Propiedades Intrínsecas
Se originan de las características particulares de la masa dentro de las fronteras del
sistema.
Son propiedades intensivas e independientes para una situación física determinada.
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Estado
Es el conjunto de los valores de las propiedades intensivas de un sistema en un momento
dado.
Estado A= {volumen específico A, densidad A, peso específico A, Presión A, Temperatura A }.
Ecuación de estado
Es la relación que existe entre las variables P, V, y T. La ecuación de estado más sencilla es la
de un gas ideal PV=nRT, donde n representa el número de moles y R la constante de los
gases R=0.082 atm·l/(K mol).
Postulado de estado
“El estado de equilibrio de una substancia simple queda fijo al especificar los valores de
dos propiedades intrínsecas e independientes cualesquiera”.
Ejemplo: El volumen específico depende la densidad y viceversa.
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2.4
Concepto de calor sensible y latente. El signo del
calor que entra en un sistema es positivo. Concepto
de trabajo. El signo del trabajo que se realiza sobre
el sistema es positivo. Interpretación gráfica del
trabajo en el diagrama (v, P).
Calor sensible
Es el calor evidente al tacto y en el que se observa una variación de temperatura.
No hay cambio de fase
Q  m Ce (T2  T1 )
4186 Joule = 1 Kilocaloría
Calor latente
Cuando una sustancia cambia de fase absorbe o cede calor sin que se produzca un
cambio de su temperatura.
El calor Q que es necesario aportar para que una masa m de cierta sustancia cambie de
fase es igual a
Q  mh
h se denomina calor latente por unidad de masa de la sustancia y depende del tipo de cambio
de fase.
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Energía Interna (U)
Es la suma de las energías que tienen las moléculas en un estado determinado como
traslación, rotación, molecular, eléctrica, etc.
Como no es posible medir cada una de esas energías se determina el valor total en
forma experimental indirectamente y se asigna un valor con relación a un estado de
referencia.
Los valores se pueden obtener de tablas de propiedades de la sustancia, de graficas o
de programas de computadora. La energía interna total es una propiedad extensiva que
se designa con la letra U y sus unidades son Joules, kilocalorías o Btu.
La energía interna especifica u es una propiedad intensiva y es igual a la energía
interna total por unidad de masa. Las unidades son J/kg, kJ/kg o BTU/Lb.
Calor vs Energía
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, siempre que no pueda expresarse
macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento.
El flujo de calor es una transferencia de energía que se lleva a cabo como consecuencia
de las diferencias de temperatura.
La energía interna es la energía que tiene una sustancia debido a su temperatura, que
es esencialmente a escala microscópica la energía cinética de sus moléculas.
El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema, cuando incrementa su
energía interna.
El calor se considera negativo cuando fluye desde el sistema, por lo que disminuye su
energía interna.
Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de estar a la misma
temperatura.
La primera ley no es otra cosa que el principio de conservación de la energía
aplicado a un sistema de muchísimas partículas. A cada estado del sistema le
corresponde una energía interna U.
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Entalpía
Esta propiedad es muy útil cuando se tienen sistemas abiertos para calcular los
balances térmicos.
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.
H  U  PV
J 
Entalpía Específica
H
m

U
m

PV
m
J 
h  u  pv  
 kg 
Valores de entalpía
h de fusión =334.88[kJ/kg]
h de evaporación =2257[kJ/kg]
h de sublimación =2834.8[kJ/kg]
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2.5
Principios de la conservación de la energía y de la
masa. Ecuación de continuidad. Primera ley de la
termodinámica para ciclos y procesos en sistemas
cerrados.
Principio de la conservación de la energía (1ª Ley de la
Termodinámica”).
“La energía no puede crearse,
ni destruirse, sólo se transforma.”
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Primera ley de la termodinámica para ciclos y procesos en
sistemas cerrados.
Q+W = 0
Ver presentación de la 1a ley de la Termodinámica - Archivo anexo
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Primera ley de la termodinámica para ciclos y procesos en
sistemas abiertos.
Q+W = U
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2.6
Modelo
de
gas
ideal.
Capacidades
térmicas
específicas a presión y volumen constantes.
Procesos con gas ideal: isométrico, isobárico,
isotérmico, adiabático y politrópico, y sus relaciones
presión-volumen-temperatura.
Gas ideal
El gas ideal, también se conoce como gas perfecto, es una idealización del
comportamiento de los gases reales.
En algunas condiciones de Presión y Temperatura, los gases reales tienen un
comportamiento semejante al modelo del gas ideal.
Se define al gas ideal como aquel que se comporta de acuerdo con las leyes de:





Boyle – Mariotte
Charles
Gay-Lussac
Joule
Avogadro
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Ley de Boyle-Mariotte
“Si en un gas mantenemos la temperatura constante,
la variación de la presión será inversamente
proporcional a la variación de volumen”.
Temperatura constante
1
V
a T  cte
C
V
 PV  C
P
P
Ley de Charles
“Las variaciones de volumen de un gas, son
directamente proporcionales a las variaciones de
temperatura, cuando la presión de éste permanece
constante”.
Presión es contante
VT
V  CT
a

P  cte
V
C
T
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Ley de Gay-Lussac
“Cuando el volumen de un gas permanece constante,
la presión de éste varía proporcionalmente con su
temperatura”.
Volumen es contante
P T
P  CT
a V  cte

P
C
T
Ley de Joule
“La energía interna (U) de los gases depende
exclusivamente de la temperatura. (T es temperatura
absoluta)”.
Ley de Avogadro
Gases ideales con la misma temperatura y presión que
ocuparan volúmenes iguales, tendrían el mismo
número de moléculas.
Para medir el número de moléculas, se estableció un número que se conoce como el
número de Avogadro (6.022x1023 moléculas/mol)
El número de Avogadro se define como el número de átomos de carbono que se
encuentran en 12 gramos del isótopo del carbono 12.
El número de moles de una sustancia se relaciona con su masa por medio de la
expresión:
n = masa / peso molecular
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Proceso
Dependiendo como se siga el proceso puede ser
a presión constante isobárico,
a volumen constante isocórico,
temperatura constante isotérmico,
adiabático si no hay intercambio de calor, etc.
Procesos isobárico
Presión es constante.
“el área bajo la curva
es el trabajo”
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Procesos isométrico o isocórico
Volumen es constante.
No hay trabajo W=0
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Procesos isotérmico
Temperatura es constante.
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Procesos adiabático
Sin interacción térmica.
Se realiza dentro de fronteras adiabáticas.
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Procesos Politrópico
Se permite la interacción térmica y la variación de las propiedades P, V y T. Se Sabe
experimentalmente que la ecuación que modela este proceso es
P1V1  P2V2
n
n
P V  cte
n
n  exponente politrópico
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Isocórica –
Volumen Constante
Isotermica –
Temperatura Constante
Isobárica
- Presión Constante
Adiabática –
aislada Termicamente
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Referencias
Apuntes de Física Experimental, Gabriel Jaramillo
Apuntes de la materia de Rigel Gámez
Apuntes de la materia de Manuel Vacio
Apuntes de la materia de Máquinas Térmicas
Libro de Física Universitaria, Sears Zemansky
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