PRINCIPIOS DE TERMODINÁMICA Y ELECTROMAGNETISMO. Tema 2 Primera ley de la termodinámica

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1 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. Sistemas termodinámicos: abierto, cerrado y aislado. Frontera y ambiente. 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. Página 1

2 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. Página 2

3 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. Página 3

4 Frontera La frontera puede ser una superficie fija o variable con el tiempo. Superficie fija Frontera Variable con el tiempo Página 4

5 Clasificación de frontera Permeable Pasaje de masa Impermeable Diatérmica Interacción térmica Adiabática Flexible Interacción mecánica Rígida Página 5

6 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. Página 6

7 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 Página 7

8 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. Página 8

9 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. Página 9

10 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, 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 Página 10

11 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 Gases 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. 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. Página 11

12 Estado Proceso En termodinámica el análisis se hará siempre desde el punto de vista del sistema. 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 es la trayectoria o la sucesión de estados por los que pasa un sistema para ir de un estado inicial a otro final. Página 12

13 Se clasifican en: Los procesos los podemos clasificar en: o o Reversibles : se puede regresar del estado final al estado inicial siguiendo los mismos estados 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 cíclico Proceso casi estático = proceso reversible = idealización 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. Página 13

14 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 Página 14

15 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. Página 15

16 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. Página 16

17 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 ( T 2 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 m h h se denomina calor latente por unidad de masa de la sustancia y depende del tipo de cambio de fase. Página 17

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19 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. Página 19

20 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. Entalpía Específica H U PV J Valores de entalpía h de fusión =334.88[kJ/kg] h de evaporación =2257[kJ/kg] h de sublimación =2834.8[kJ/kg] H U PV m m m J h u pv kg Página 20

21 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. Página 21

22 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 Página 22

23 Primera ley de la termodinámica para ciclos y procesos en sistemas abiertos. Q+W = U Página 23

24 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 Página 24

25 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 P V P C V a T cte PV C 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 a P cte V CT V T C Página 25

26 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 a V cte P CT 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 (6.022x10 23 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 Página 26

27 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 Página 27

28 Procesos isométrico o isocórico Volumen es constante. No hay trabajo W=0 Página 28

29 Procesos isotérmico Temperatura es constante. Página 29

30 Procesos adiabático Sin interacción térmica. Se realiza dentro de fronteras adiabáticas. Página 30

31 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 n n P1 V1 PV 2 2 PV n cte n exponente politrópico Página 31

32 Isocórica Volumen Constante Isobárica - Presión Constante Isotermica Temperatura Constante Adiabática aislada Termicamente Página 32

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35 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 Página 35