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ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA DE INDUSTRIAS ALIMENTARIAS Fisicoquímica.

TEMA

:

Leyes de la Termodinámica. ALUMNAS:     

DOCENTE

CAPUÑAY CUEVA Karina. HUAMÁN GONZALES Sujey. LARREA INOÑAN Kelly. MORI INGA Raquel. ROMERO MEJÍA Sheyla.

:

IVÁN CORONADO

Lambayeque, diciembre del 2015

Leyes de la Termodinámica Fisicoquímica

DEDICATORIA

A Dios

Por la sabiduría e inteligencia que nos brinda día con día

A nuestros padres.

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Por su apoyo incondicional y el esfuerzo diario que realizan por brindarme una buena educación.

A nuestros profesores Quienes son nuestros guías en el aprendizaje, dándonos los últimos conocimientos para nuestro buen desenvolvimiento en la sociedad.

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ÍNDICE

INTRODUCCIÓN. ...................................................................................... 5 TERMODINÁMICA .................................................................................... 6 DEFINICIÓN DE TERMODINÁMICA. .................................................... 7 1. SISTEMA TERMODINÁMICO .......................................................... 8 2. ESTADO DE UN SISTEMA .............................................................. 8 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. ............................................ 11 Energía interna ..................................................................................... 11 Energía interna en gases ideales ......................................................... 12

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Solución ................................................................................................ 13 Primera ley de la termodinámica .......................................................... 14 Trabajo termodinámico ......................................................................... 15 Trabajo termodinámico presión - volumen ........................................... 16 Solución ................................................................................................ 17 Gráficas presión - volumen ................................................................ 18 Tipos de procesos ............................................................................. 23 SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA ............................................ 25 Enunciados de KELVIN PLANCK sobre la segunda ley: ..................... 25 Enunciado de CLAUSIUS sobre la segunda ley: ................................. 25 Entropía: ............................................................................................... 25 Procesos y Ciclos reversibles. .............................................................. 26 Temperatura Termodinámica. ........................................................... 26 Maquina Térmica. ................................................................................. 27 Características del ciclo de Carnot: ................................................... 27 Eficiencia de una maquina térmica: ................................................... 28 Eficiencia térmica para un ciclo de Carnot ........................................ 28 Refrigeradores: ..................................................................................... 29 3

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Eficiencia térmica de un refrigerador: ................................................ 30 Bomba de calor:.................................................................................... 30 Eficiencia de una bomba de calor ..................................................... 30 TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA ............................................. 31 HISTORIA ............................................................................................. 32 DESCRIPCIÓN ..................................................................................... 33 CONCLUSIONES. ................................................................................... 34

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BIBLIOGRAFÍA ........................................................................................ 35

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INTRODUCCIÓN. El presente trabajo está diseñado de la manera más práctica y sencilla para que los lectores puedan comenzar a conocer un poco sobre la importancia y aplicación de las leyes de la termodinámica. Al analizar situaciones físicas, la atención generalmente se enfoca en alguna porción de la materia que se separa en forma imaginaria del medio ambiente que le rodea. A tal porción se le denomina el sistema. A todo lo que esta fuera del sistema, y que tiene una participación directa en su comportamiento, se le llama medio ambiente o entorno. Después, se determina el comportamiento del sistema, encontrando la forma en que interactúa con su entorno.

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Un concepto esencial de la termodinámica es el de sistema macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. El estado de un sistema macroscópico en equilibrio puede describirse mediante propiedades medibles como la temperatura, la presión o el volumen, que se conocen como variables termodinámicas. Ahora bien, en el análisis de sistemas tiene vital importancia la cuantificación del "calor", el cual se refiere a la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura. En este material se introducirá primero conceptos básicos de termodinámica y posteriormente cada una de las leyes. En forma sucinta se discutirá el efecto de la temperatura sobre la materia, enfatizando en las dilataciones térmicas: lineal, superficial y cúbica. Un apartado sobre los mecanismos de transferencia de calor se incluirá a fin de introducir las ecuaciones generales que gobiernan la conducción, convección y radiación. Por otro lado, se estudiará la manera de cuantificar el calor latente, de vaporización, de fusión, de combustión y sensible en los procesos físicos, asimismo, se introducirá el concepto de calor específico. Por último, se explicará la ley cero y la primera ley de la termodinámica y como a partir de ellas se caracterizan los procesos térmicos que involucren gases ideales. Al final, se ofrecerá una recopilación de algunos problemas que han formado parte de las evaluaciones de cohortes precedentes.

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DEFINICIÓN DE TERMODINÁMICA. La termodinámica es la ciencia que estudia la relación entre un sistema y su entorno, la cual permite transformar la materia y obtener nuevos productos necesarios para la vida del ser humano. Aplicar los fundamentos de esta ciencia es comprender como cambia el estado de la materia para dar paso a la evolución en el tiempo, es entender como el contenido energético de la materia es posible extraerlo para utilizarlo con una finalidad. Comprender la termodinámica es definir los sistemas y sus alrededores, es analizar las interacciones entre sistema-alrededor, es identificar los estados energéticos mediante la evaluación de propiedades y la aceptación de la existencia de leyes de comportamientos que se convierte en las reglas de juego para cualquier transformación que se desee implementar. Se podría convertir a la termodinámica como la ciencia paradigma para entender el comportamiento de la naturaleza.

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Denominamos estado de equilibrio de un sistema 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. 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.  Se denomina ecuación de estado a 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)=8.3143 J/(K mol).  Se denomina energía interna del sistema a la suma de las energías de todas sus partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética, los choques entre las moléculas se suponen perfectamente elásticos, la energía interna solamente depende de la temperatura.

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1. SISTEMA TERMODINÁMICO Se define como la parte del universo objeto de estudios. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de la gasolina y aire en un motor térmico,etc. El sistema termodinamico puede estar separado del resto del universo por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio seria, por ejemplo, una parte de un sistema mas grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislante (llamadas paredes adiabáticas) permitir el flujo de calor (diatérmicas). Los sistemas térmicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos:

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 SISTEMA AISLADO: Es aquel que no intercambia ni materia ni energía con los alrededores.  SISTEMA CERRADO: Es aquel que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante).  SISTEMA ABIERTO: Es aquel que intercambia energía y materia con los alrededores. En la siguiente figura se han representado los distintos tipos de sistemas termodinámicos

2. ESTADO DE UN SISTEMA Estado de un sistema y sus transformaciones la palabra estado representa la totalidad de las propiedades macroscópicas asociadas con un sistema... Cualquier sistema que muestre un conjunto de variables identificables tiene un estado termodinámico, ya sea que esté o no en equilibrio.!!!! Concepto de transformación: estado inicial y estado final, transformación infinitesimal Se dice 8

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que ocurre una transformación en un sistema si, como mínimo, cambia de valor una variable de estado dentro del mismo a lo largo del tiempo. Si el estado inicial es distinto del estado final, la transformación es abierta. Si los estados inicial y final son iguales, la transformación es cerrada. Si el estado final es muy próximo al estado inicial, la transformación es infinitesimal. El interés de la termodinámica se centra en los estados inicial y final de las transformaciones, independientemente del camino seguido. Eso es posible gracias a las funciones de estado.

3. TRANSFORMACIONES DE UN ESTADO Un sistema termodinámico puede describir una serie de transformaciones que lo lleven desde un cierto estado inicial (en el que el sistema se encuentra a una cierta presión, volumen y temperatura) a un estado final en que en general las variables termodinámicas tendrán un valor diferente. Durante ese proceso el sistema intercambiará energía con los alrededores. Los procesos termodinámicos pueden ser de tres tipos:

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 Cuasiestático: es un proceso que tiene lugar de forma infinitamente lenta. Generalmente este hecho implica que el sistema pasa por sucesivos estados de equilibrio, en cuyo caso la transformación es también reversible.  Reversible: es un proceso que, una vez que ha tenido lugar, puede ser invertido (recorrido en sentido contrario) sin causar cambios ni en el sistema ni en sus alrededores.  Irreversible: es un proceso que no es reversible. Los estados intermedios de la transformación no son de equilibrio.

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Diagrama p - V

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Una forma de representar gráficamente los estados y las transformaciones que experimenta un sistema es el llamado diagrama de Clapeyron o diagrama p - V. En el eje vertical se representa la presión y en el horizontal el volumen. Cualquier estado de equilibrio, definido por sus variables (p, V), se representa mediante un punto en dicho diagrama. La temperatura de dicho estado se obtiene haciendo uso de la ecuación de estado.

En la figura superior se han representado dos transformaciones en un diagrama p - V. La primera de ellas (A-B, en rojo) es una transformación isócora (tiene lugar a volumen constante), y la B-C es una transformación isóbara (a presión constante). Ambas son transformaciones reversibles puesto que, al estar representados en el diagrama todos los estados intermedios entre el estado inicial y el final, deben ser necesariamente de equilibrio. Si no lo fueran, las variables termodinámicas no estarían bien definidas en ellos.

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PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. La primera ley de la termodinámica relaciona el trabajo y el calor transferido intercambiado en un sistema a través de una nueva variable termodinámica, la energía interna. Dicha energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Energía interna



energía cinética, por el hecho de encontrarse a una determinada



velocidad energía potencial gravitatoria, por el hecho de encontrarse en



determinadas posiciones unas respecto de otras energía potencial elástica, por el hecho vibrar en el interior del sistema

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La energía interna de un sistema es una caracterización macroscópica de la energía microscópica de todas las partículas que lo componen. Un sistema está formado por gran cantidad de partículas en movimiento. Cada una de ellas posee:

Existen, además, otros tipos de energía asociadas a las partículas microscópicas tales como la energía química o la nuclear. En definitiva, en el interior de un sistema conviven distintos tipos de energía, asociadas a las partículas microscópicas que los componen y que forman su energía interna. En termodinámica la energía interna de un sistema (U ) es una variable de estado. Representa la suma de todas las energías de las partículas microscópicas que componen el sistema. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ). Observa que el valor de U es la suma de todas las energías del interior del sistema, por lo que no se incluye ni la energía cinética global ni la energía potencial gravitatoria global ni la energía potencial elástica global del mismo.

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Energía interna en gases ideales En los gases ideales, la energía interna se puede aproximar a la energía cinética media de las partículas que lo componen. La expresión que se recoge más abajo permite determinar su variación en un proceso cuyo volumen permanece constante (proceso isocórico). La energía interna de un gas ideal depende únicamente de la temperatura que tenga el gas. La variación de energía interna que experimenta un gas al cambiar de temperatura viene dada por: ∆U=m⋅cv⋅∆T Dónde:

 

∆U : Incremento de energía interna del gas ( ∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ) m : Masa. Cantidad de gas considerada. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kilogramo ( kg ) cv : Calor específico a volumen constante. Representa la facilidad que el

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

gas tiene para variar su temperatura cuando intercambia calor con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por kelvin (J/kg·K ) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado ( cal/g·ºC ). Cuando



conocemos el número de moles de sustancia en lugar de su peso (nos dan m en moles), podemos usar el calor específico molar que se suele específicar en J/mol·K ó cal/g·ºC ∆T : Variación de temperatura. Viene determinada por la diferencia entre la temperatura inicial y la final ∆T = Tf -Ti . Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kelvín ( K ) aunque también se suele usar el grado centígrado o Celsius ( ºC )

La expresión anterior nos da un método operativo para medir la variación de energía interna en un sistema gaseoso, proporcional al cambio de temperatura. Para llegar a ella aplicamos la primera ley de la termodinámica a un proceso a volumen constante (denominado isocórico) como podrás comprobar más abajo.

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Ejemplo

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Determina la variación de energía interna que experimentan 10 g de gas cuya temperatura pasa de 34 ºC a 60 ºC en un proceso a volumen constante sabiendo que su calor específico viene dado por cv = 0.155 cal/g·ºC. Solución Datos    

Masa del gas m = 10 g cv = 0.155 cal/g·ºC Temperatura inicial Ti = 34 ºC Temperatura inicial Tf = 60 ºC

Consideraciones previas 

La variación de energía interna coincide con el calor transferido en un proceso a volumen constante según la expresión ∆U=m⋅cv⋅∆T .

Resolución Aplicando la expresión anterior, nos queda: ∆U=m⋅cv⋅∆T=m⋅cv⋅(Tf−Ti)=10⋅0.155⋅26=40.3 cal=168.61 J

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Primera ley de la termodinámica La primera ley de la termodinámica establece una relación entre la energía interna del sistema y la energía que intercambia con el entorno en forma de calor o trabajo.

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La primera ley de la termodinámica determina que la energía interna de un sistema aumenta cuando se le transfiere calor o se realiza un trabajo sobre él. Su expresión depende del criterio de signos para sistemas termodinámicos elegido:

Dónde:  



∆U : Incremento de energía interna del sistema ( ∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el ( J ) Q : Calor intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el ( J ), aunque también se suele usar la caloría ( cal ). 1 cal = 4.184 J W : Trabajo intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el ( J )

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Al igual que todos los principios de la termodinámica, el primer principio se basa en sistemas en equilibrio. Por otro lado, es probable que hayas oído más de una vez que la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma. Se trata del principio general de conservación de la energía. Pues bien, la primera ley de la termodinámica es la aplicación a procesos térmicos de este principio. En un sistema aislado, en el que no se intercambia energía con el exterior, nos queda: ∆U=0 El universo en su totalidad se podría considerar un sistema aislado, y por tanto, su energía total permanece constante. Finalmente observa que, al ser una función de estado, la diferencia de energía interna solo depende de los estados inicial y final, ∆U = Uf - Ui , y

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no del camino que haya seguido el proceso. El calor y el trabajo, en cambio, no son funciones de estado, por lo que sus valores dependen del caminio seguido por el proceso. Esto quedará bien ilustrado en los diagramas presión volumen para gases ideales, como verás más abajo.

Trabajo termodinámico La energía interna de un cuerpo no incluye la energía cinética global o potencial mecánica del mismo, tal y como señalamos anteriormente. Es por ello que no se ve alterada con el trabajo mecánico. En termodinámica nos interesa otro tipo de trabajo, capaz de variar la energía interna de los sistemas. Se trata del trabajo termodinámico.

Normalmente el trabajo termodinámico está asociado al movimiento de alguna parte del entorno, y resulta indiferente para su estudio si el sistema en sí está en movimiento o en reposo. Por ejemplo, cuando calientas un gas ideal en un recipiente con un pistón móvil en su parte superior, las partículas adquieren mayor energía cinética. Este aumento en la energía de las partículas se traduce en un aumento de la energía interna del sistema que, a su vez, puede traducirse en un desplazamiento del pistón. El estudio de este proceso desde el 15

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punto de vista de la termodinámica es independiente de si el sistema, como un todo, se encuentra en reposo o en movimiento, que sería una cuestión de mecánica. Sin embargo sí es cierto que, tal y como ocurre en una máquina de vapor, la energía de dicho trabajo termodinámico puede transformarse en energía mecánica.

Trabajo termodinámico presión - volumen

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El trabajo termodinámico más habitual tiene lugar cuando un sistema se comprime o se expande y se denomina trabajo presión - volumen (p - v). En este nivel educativo estudiaremos su expresión en procesos isobáricos o isobaros, que son aquellos que se desarrollan a presión constante.

Dónde:  



Wsistema : Trabajo intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ) p : Presión. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el pascal ( Pa ) aunque también se suele usar la atmósfera ( atm ). 1 atm = 101325 Pa ∆V : Variación de volumen ( ∆V=Vf - Vi ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es metro cúbico ( m3 ) aunque también se suele usar el litro ( l o L ). 1 L = 1 dm3 = 10-3 m3

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Presta atención al signo del trabajo, realizado por el sistema, en función del criterio de signos. 

Criterio IUPAC o Compresión Vi > Vf ⇒ Wsistema > 0 ⇒ El trabajo lo recibe el sistema del entorno ⇒ Aumenta la energía interna del sistema ⇒ ∆U > 0 o Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema < 0 ⇒ El trabajo lo cede el sistema al entorno ⇒ Disminuye la energía interna del sistema ⇒ ∆U < 0



Criterio tradicional o Compresión Vi > Vf ⇒ Wsistema < 0 ⇒ El trabajo lo recibe el sistema del entorno ⇒ Aumenta la energía interna del sistema ⇒ ∆U > 0 o

Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema > 0 ⇒ El trabajo lo cede el sistema al entorno ⇒ Disminuye la energía interna del sistema ⇒ ∆U < 0

Ejemplo

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¿Qué calor se intercambia en un proceso cuando se realiza un trabajo de 850 J, sabiendo que la diferencia de energía interna entre sus estados inicial y final es de 3 kJ? Suponiendo que el trabajo lo realiza un gas a una presión de 2 atm, ¿qué variación de volumen tiene lugar en el proceso?

Solución Datos   

Variación de energía interna ∆U = 3kJ = 3·103 J Trabajo W = 850 J Presión p = 2 atm = 2·101325 = 202650 Pa

Consideraciones previas 

Usaremos el criterio de signos propio de la IUPAC según el cual el trabajo es positivo cuando aumenta la energía interna del sistema

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Resolución

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La primera ley de la termodinámica establece la relación entre trabajo termodinámico, calor intercambiado y variación de energía interna. Así, nos queda: ∆U=Q+W⇒Q=∆U−W=3⋅103−850=2150 J En cuanto a la variación de volumen experimentada por el gas, lo calculamos aplicando la expresión del trabajo termodinámico: W=−p⋅∆V⇒∆V=W−p=850−202650=−4.19⋅10−3m3 Es decir, el gas reduce su volumen.

Gráficas presión - volumen En el estudio del trabajo realizado por un sistema termodinámico con gases ideales es bastante común el uso de diagramas presión - volumen ( p - v ).  

Se representa el volumen V en el eje x Se representa la presión p en el eje y



Se representa el proceso mediante una linea que une los puntos ( V ,p ) por los que este pasa entre el punto inicial ( Vi ,pi ) y el final ( Vf ,pf )



Utilizaremos una flecha sobre la linea para indicar el sentido de la transformación termodinámica

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Las gráficas presión volumen nos sirven para calcular el trabajo realizado en un proceso en el que la presión no necesariamente tenga que ser constante.

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El trabajo realizado por un sistema termodinámico coincide numéricamente con el área encerrada bajo la gráfica presión - volumen entre los valores de volumen inicial Vi y final Vf. El sentido de la flecha sobre la línea indica el signo del trabajo, según el criterio elegido

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Observa que en un proceso cíclico el área encerrada por la curva se puede calcular como la resta entre el valor del área encerrada por la curva cuando el proceso se encuentra aumentando su volumen (en expansión) y el valor del área encerrada por la curva cuando el proceso se encuentra disminuyendo su volumen (en compresión), tal y como puede verse en la siguiente figura.

Interpretación de gráficas de gases ideales Los diagramas presión volumen aportan gran cantidad de información, además de servir para el cálculo del trabajo realizado por el sistema. Vamos a particularizar en el caso de los gases ideales por ser su ecuación de estado p⋅V=n⋅R⋅T la más sencilla.  Cada punto de la gráfica marca un estado del sistema. Las variables de estado para una determinada cantidad de gas, son la presión, el volumen y la temperatura. Un punto en la gráfica p - v tiene una única temperatura asociada, según la expresión p⋅V=n⋅R⋅T⇒T=p⋅Vn⋅R , y por tanto cada punto marca un estado  Se puede demostrar que la energía interna U de un gas ideal depende únicamente de su temperatura. Así, a cada punto en la gráfica se le asocia, además de una temperatura, una energía interna.

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Se denominan isotermas a las lineas que representan igual temperatura. Siguen la expresión pi⋅Vi=n⋅R⋅Ti=cte y corresponden con el conjunto de puntos que tienen, además, igual energía interna



Trabajo y calor dependen, en general, del camino seguido para llegar a

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un punto a otro de la gráfica, de la transformación.

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En un proceso cíclico, la temperatura inicial y final es la misma, por tanto la energía interna del sistema no varía ∆U=Uf−Ui=0 , independientemente del camino seguido. Sin embargo recuerda que calor y trabajo intercambiados en el proceso no son funciones de estado y sí dependen, en general, del camino



Para determinar el incremento de energía interna ∆U en cualquier tipo de proceso, se utiliza la expresión ∆U=m⋅cv⋅∆T . ¿De donde viene? En

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un proceso a volumen constante (denominado proceso isocórico) no se realiza trabajo, pues el área bajo la curva del proceso es 0 y, en consecuencia, la primera ley de la termodinámica queda: ∆U=Q El calor recibido por un gas a volumen constante viene dado por la expresión Q=m⋅cv⋅∆T . Combinando las dos expresiones anteriores, nos queda justamente la expresión buscada ∆U=m⋅cv⋅∆T . Observa que, al depender el incremento de energía interna únicamente de los estados inicial y final (de la temperatura inicial y final), el valor obtenido será el mismo siempre que nos desplacemos a la misma isoterma, independientemente del camino seguido. Esto significa que, aunque el valor del incremento de energía se haya obtenido para un proceso a volumen constante, también será válido para cualquier proceso que se desplace a la misma isoterma. Puedes comprobarlo en este ejercicio.

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Como puedes observar en la figura si conocemos el incremento de energía interna en un proceso a volumen constante (proceso A), que experimentalmente es sencillo de determinar, se puede aplicar la primera ley de la termodinámica para conocer el trabajo el calor de otro proceso (proceso B) que termine en el mismo estado, o lo que es lo mismo, en la misma línea isoterma.

Tipos de procesos Los procesos termodinámicos se suelen clasificar en: 

Q = 0 Procesos adiabáticos. Aquellos en los que el sistema no intercambia calor. Por ejemplo, al usar un ambientador o desodorante en aerosol se produce un proceso casi adiabático. En estos



casos ∆U=W (ó ∆U=−W , según criterio de signos elegido), es decir, el trabajo es función de estado. Cuando comprimimos o expandimos un gas en un proceso en el que no se intercambia calor, variamos su energía interna y, por tanto, su temperatura V = cte. Procesos isocóricos. Aquellos en los que el volumen permanece constante. Por ejemplo, una botella de champán metida en un recipiente 23

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

con hielo. Al no haber variación de volumen, el trabajo del sistema es cero. Wsistema=0 . Siguiendo el primer principio, nos queda ∆U=Q , es decir, el calor es una función de estado. Esto significa que la única forma de variar la energía interna en un proceso en el que no se varía el volumen es a través del intercambio de calor p = cte. Procesos isobáricos. Aquellos en los que la presión permanece constante. Por ejemplo, las reacciones químicas. El valor del trabajo se calcula a partir de la expresión Wsistema=p⋅∆V ó Wsistema=−p⋅∆V , según criterio IUPAC o tradicional respectivamente Por otro lado, este tipo de procesos permiten definir una nueva variable de estado, la entalpía H. De manera que: ∆U=Q+W∆U=Q−W}U2−U1=Q−p⋅(V2−V1)⇒⇒Q=U2+p⋅V2−(U1+p⋅V1)=H 2−H1=∆H



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Donde, como ves, la expresión de la entalpía no depende del criterio de signos seguido para llegar a ella T = cte. Procesos isotérmicos. Aquellos en los que la temperatura permanece constante. Por ejemplo, un recipiente con gas y un pistón en la zona superior, sumergido en un depósito calorífico a temperatura constante. Al ser la temperatura constante, la variación de energía interna es cero ∆U=0 y en consecuencia: ∆U=Q+W∆U=Q−W}0=Q+W0=Q−W}Q=−WQ=W} Donde se han tenido en cuenta los dos criterios de signos posibles. Observa que el proceso se realiza sobre una única isoterma:

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SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

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Esta ley regula la dirección en la que deben llevarse a cabo los procesos termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido contrario. También establece, en algunos casos, la imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin pérdidas. De esta forma, La Segunda ley impone restricciones para las transferencias de energía que hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el Primer Principio. La primera ley niega la posibilidad de crear o destruir energía; la segunda limita la disponibilidad de la energía y las formas en que puede usarse y convertirse. La segunda ley de la termodinámica apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud física llamada entropía, de tal manera que, para un sistema aislado (que no intercambia materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe ser mayor que cero. La segunda ley de la termodinámica o segundo principio de la termodinámica expresa, en una forma concisa, que "La cantidad de entropía de cualquier sistema aislado termodinámicamente tiende a incrementarse con el tiempo". Más sencillamente, cuando una parte de un sistema cerrado interacciona con otra parte, la energía tiende a dividirse por igual, hasta que el sistema alcanza un equilibrio térmico.

Enunciados de KELVIN PLANCK sobre la segunda ley: No es posible que un dispositivo que funciones cíclicamente reciba energía mediante trasferencia de calor solo desde una fuente térmica y entregue una cantidad equivalente de energía en forma de trabajo al entorno.

Enunciado de CLAUSIUS sobre la segunda ley: No es posible un proceso cuyo único resultado sea la transferencia de calor de un cuerpo de menor temperatura a otro de mayor temperatura.

Entropía: La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego (ἐ ντροπία) y significa evolución o transformación. Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850.

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Procesos y Ciclos reversibles. Son aquellos que en un instante dado pueden detenerse e invertir la secuencia de estados recorridos, para hacer retornar, tanto el sistema como sus alrededores, a sus estados originales; dicho de otra manera: se dice que un proceso es reversible cuando puede llevarse a cabo la inversión hipotética del proceso, sin que se viole la segunda ley de la termodinámica. Si el estado inicial del sistema, puede restablecerse si efectos observables en el sistema y sus alrededores. Ciclo Stirling: el medio de trabajo es un gas ideal, el ciclo está constituido básicamente por dos procesos isotérmicos y dos procesos isométricos reversibles.

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a) Proceso isotérmico: (1−2;3−4) un gas se comprime isotérmicamente (Tf)desde un volumen especifico v1 hasta un volumen especifico v2. Durante este proceso la presión aumenta y el sistema disipa una cantidad de calor hacia la región que está a Tf −dTf , en caso contrario; un gas se expande isotérmicamente a una temperatura constante hasta adquirir su volumen inicial, recibiendo al mismo tiempo una cantidad de calor (de entrada) el cual proviene de la región que se halla a temperatura Tf −dTf. b) Proceso isométrico: durante este proceso el a volumen constante el gas absorbe una cantidad de calor, aumentando por ende su temperatura hasta un valor final. O en caso contrario; un gas se enfría desde una temperatura inicial hasta una temperatura final manteniendo su volumen constante y disipando una cantidad de calor. Ciclo Ericsson: el medio de trabajo es un gas ideal, el ciclo está constituido por dos procesos isotérmicos y dos procesos isobáricos.

Temperatura Termodinámica. Menciona que todas las maquinas reversibles que operan entre los mismos límites de temperatura, tienen la misma eficiencia térmica, si al intercalar una maquinas térmicas reversibles con temperatura t3 entre dos máquinas reversibles ellas con sus respectivas temperaturas (t1,t2), como estas ellas son una maquina reversible más grande operada entre los límites de temperatura (t1 y t2), la combinación de estas tiene, tienen la misma eficiencia que las maquina intercalada, se determina que la escala de temperatura termodinámica absoluta |Q1|/|Q2|=T1/T2 ,:. _t= 1− TL / TH Donde TL es la fuente de baja temperatura y TH es la de alta temperatura

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Maquina Térmica.

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Una maquina térmica se puede definir como un dispositivo que funciona en un ciclo termodinámico y que realiza cierta cantidad de trabajo neto positivo a través de la transferencia de calor desde un cuerpo a temperatura elevada y hacia un cuerpo a baja temperatura. Con frecuencia el termino maquina térmica se utiliza en un sentido más amplio que incluye a todos los dispositivos que producen trabajo. Entre las que tenemos las maquinas refrigerantes y las bombas de calor. El mejor ejemplo de estas máquinas térmicas son los refrigeradores y bombas de calor que tienen como fin enfriar o calentar un entorno.

Características del ciclo de Carnot:  El ciclo de Carnot utiliza dos fuentes una de Baja temperatura y otra a Alta

temperatura las cuales sin importar la cantidad de calor que se transfiera permanecen constantes.  Todos los procesos del ciclo de Carnot son reversibles y por ser así todo el ciclo se podría invertir.  El fluido de trabajo de una maquina térmica en el ciclo de Carnot debe tener una temperatura infinitesimalmente mayor que la fuente de alta temperatura y temperatura infinitesimalmente inferior que la fuente de baja temperatura en el caso de un refrigerador.

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Eficiencia de una maquina térmica: Se dice que la eficiencia es la relación entre la salida, la energía que se busca tener, y la entrada, la energía que cuesta pero se debe definir la salida y la entrada. Se puede decir que una maquina térmica, la energía que se busca es el trabajo y la energía que cuesta es el calor de la fuente de alta temperatura (costo del combustible) la eficiencia térmica se define como: ðTérmica = W (Energía que se busca) = Qh - Ql = 1 - Ql Qh (Energía que cuesta) Qh Qh

Eficiencia térmica para un ciclo de Carnot

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La eficiencia de un refrigerador se expresa en términos del coeficiente de rendimiento, que se identifica con el símbolo ðð En un refrigerador, la energía que se busca es el calor que se transfiere desde el espacio refrigerado. La energía que cuesta es el trabajo, así el coeficiente de rendimiento, ð, es: ð = Ql (Energía que se busca) = Ql = 1 W (Energía que cuesta) Qh - Ql Qh/Ql – 1 En una bomba de calor el objetivo es el calor que se transfiere desde el refrigerante al cuerpo de alta temperatura, que es el espacio que se quiere calentar el coeficiente de rendimiento es: ð = Ql (Energía que se busca) = Qh = 1 W (Energía que cuesta) Qh - Ql 1- Ql/Qh

Refrigeradores:

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El propósito de un refrigerador es la extracción de calor, llamado la carga de enfriamiento, de un medio de baja temperatura. Cuando estamos interesados en la energía en forma de calor removida de un espacio de baja temperatura, el dispositivo es llamado refrigerador. En una maquina refrigerante o refrigerador el fluido de trabajo es el refrigerante como R- 12, R - 22, R - 134ª, R - 407c, Agua destilada y el amoniaco, que pasa por un ciclo termodinámico. El cual comienza en el compresor al cual entra refrigerante a baja presión y temperatura en un estado de vapor saturado y sale como vapor sobrecalentado alta presión llega al condensador donde el refrigerante se condensa transfiriendo el calor al agua o al entorno de manera natural o por flujo forzado, del condensador sale como vapor húmedo y pasa a la válvula de expansión en donde baja su presión y pasa al evaporador donde todo el refrigerante se evapora mediante una transferencia de calor del entorno al fluido de trabajo, este vapor entra nuevamente al compresor cumpliéndose el ciclo.

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Eficiencia térmica de un refrigerador:

Bomba de calor:

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El propósito de una bomba de calor es la transferencia de calor a un medio de altas temperaturas, llamada carga de calentamiento. Cuando nos interesa la energía suplida a un estado de alta temperatura, el dispositivo es llamado bomba de calor. En general, el termino bomba de calor es usado para describir el ciclo en el que la energía en forma de calor es removida de un espacio de baja temperatura depositada en un espacio de alta temperatura.

Eficiencia de una bomba de calor:

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TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Teorema de Nerst: Una reacción química entre fases puras cristalinas que ocurre en el cero absoluto no produce ningún cambio de entropía.

Enunciado de Nerst-Simon: El cambio de entropía que resulta de cualquier

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transformación isoterma reversible de un sistema tiende a cero según la temperatura se aproxima a cero.

Enunciado de Planck: Para T→0, la entropía de cualquier sistema en equilibrio se aproxima a una constante que es independiente de las demás variables termodinámicas.

Teorema de la inaccesibilidad del cero absoluto: No existe ningún proceso capaz de reducir la temperatura de un sistema al cero absoluto en un número finito de pasos.

4º Postulado de Callen: La entropía de cualquier sistema se anula en el estado para el cual

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HISTORIA La tercera ley fue desarrollada por el químico Walter Nernst durante los años 1906-1912, por lo que se refiere a menudo como el teorema de Nernst o postulado de Nernst. La tercera ley de la termodinámica dice que la entropía de un sistema en el cero absoluto es una constante definida. Esto se debe a que un sistema a temperatura cero existe en su estado fundamental, por lo que su entropía está determinada sólo por la degeneración del estado fundamental. En 1912 Nernst estableció la ley así: «Es imposible por cualquier procedimiento alcanzar la isoterma T = 0 en un número finito de pasos» Una versión alternativa de la tercera ley según lo establecido por Gilbert N. Lewis y Merle Randall en 1923:

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Si la entropía de cada elemento en algún estado cristalino (perfecto) se tomase como cero en el cero absoluto de temperatura, cada sustancia tiene una entropía finita y positiva, pero en el cero absoluto de temperatura la entropía puede llegar a ser cero y eso lo convierte en el caso de una sustancia cristalina perfecta.

Esta versión manifiesta no sólo que ΔS llegará a cero en el 0 K, si no que S mismo también llegará a cero siempre que el cristal tenga un estado fundamental con una sola configuración. Algunos sistemas que poseen varios estados con la misma energía mínima, mantienen una entropía positiva incluso en el cero absoluto. Esta entropía residual desaparece cuando se superan las barreras cinéticas a la transición a un estado fundamental. Con el desarrollo de la mecánica estadística, la tercera ley de la termodinámica (como las otras leyes) pasó de ser una ley fundamental (justificada por experimentos) a una ley derivada (derivada de leyes aún más básicas). La ley básica de la que deriva principalmente es la definición estadístico-mecánica de la entropía de un sistema grande:

Dónde:   

S es la entropía, kB es la constante de Boltzmann, y es el número de microestados consistentes con la configuración macroscópica.

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El recuento de estados es desde el estado de referencia del cero absoluto, que corresponde a la entropía de S0.

Aumenta la temperatura Aumenta la energía cinética Aumenta el desorden

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Aumenta la entropía

DESCRIPCIÓN: “A la temperatura del cero absoluto la entropía de cualquier sustancia cristalina perfecta es cero”. Esta Ley permite calcular la entropía absoluta de cualquier sustancia a una temperatura y presión de referencia.

Así, la entropía absoluta estándar: SºT será la entropía de un sistema a 1 atm de presión y a la temperatura T, calculada a partir de la tercera Ley de la termodinámica. Para el agua a 25ºC y 1 atm de presión: Sº298 33

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Los términos que se consideran en el cálculo de la entropía absoluta para el agua a 25ºC y 1 atm son: El primer término considera la capacidad calórica a presión constante del agua sólida, el segundo término corresponde al cambio de estado donde DHf es el calor de fusión y Tf la temperatura de fusión del agua a 1 atm de presión. El tercer término corresponde a la capacidad calórica del agua líquida a presión constante. En esta ecuación se está despreciando el efecto de la presión sobre la entropía para el sistema sólido y líquido.

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Las leyes de la termodinámica permiten modelar los intercambios de energía entre los sistemas y los alrededores y valorar la pérdida de calidad energética en ellos para permitir al ingeniero hacer propuestas de los mejores caminos por los que se puede dar un proceso disminuyendo el deterioro acelerado del medio ambiente.

CONCLUSIONES.  Comprendimos que la termodinámica se utiliza dia a dia en nuestras vidas por eso es muy importante, la importancia de estos procesos termodinámicos en nuestro entorno y como estos afectan el medio en que vivimos y tiene como objeto el entender las interrelaciones entre los fenómenos mecánicos, térmicos y químicos.  La primera ley de la termodinámica establece que la energía añadida o eliminada de un sistema se utiliza para realizar un trabajo en o por el sistema y para aumentar o disminuir la energía interna (temperatura) del sistema.  Un proceso adiabático es aquel en el que no hay intercambio de energía entre una parcela de aire (seco) y su entorno. Si la entropía de la parcela no cambia a lo largo de su movimiento, entonces el movimiento es isotrópico.  La tercera ley establece que es imposible conseguir el cero absoluto de la temperatura (0 grados Kelvin), cuyo valor es igual a - 273.15°C. Alcanzar el cero absoluto de la temperatura también seria una violación a la segunda ley de la termodinámica, puesto que esta expresa que en toda máquina térmica cíclica de calor, durante el proceso, siempre tienen lugar pérdidas de energía calorífica, afectando asi su eficiencia, la cual nunca podrá llegar al 100% de su efectividad. 34

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BIBLIOGRAFÍA

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 https://es.wikipedia.org/wiki/Tercer_principio_de_la_termodin%C3%A1mi ca  http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/jgr/fisest0506/RepasoTermo.pd f  Termodinámica (Física II) Humberto Leyva y Tania Leyva

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