2. La termodinámica puede definirse como el tema de la Física que
estudia los procesos en los que se transfiere energía como calor y
como trabajo.
Sabemos que se efectúa trabajo cuando la energía se transfiere de
un cuerpo a otro por medios mecánicos. El calor es una transferencia
de energía de un cuerpo a un segundo cuerpo que está a menor
temperatura. O sea, el calor es muy semejante al trabajo.
3. Primera Ley de la Termodinámica
Esta ley se expresa como:
Eint = Q - W
Cambio en la energía interna en el sistema = Calor agregado (Q) - Trabajo efectuado
por el sistema (W)
Notar que el signo menos en el lado derecho de la ecuación se debe justamente a que
W se define como el trabajo efectuado por el sistema.
4. Para entender esta ley, es útil imaginar un gas encerrado en un cilindro, una de cuyas
tapas es un émbolo móvil y que mediante un mechero podemos agregarle calor. El
cambio en la energía interna del gas estará dado por la diferencia entre el calor
agregado y el trabajo que el gas hace al levantar el émbolo contra la presión
atmosférica.
5. La primera ley nos dice que la energía se conserva. Sin embargo, podemos
imaginar muchos procesos en que se conserve la energía, pero que realmente
no ocurren en la naturaleza. Si se acerca un objeto caliente a uno frío, el calor
pasa del caliente al frío y nunca al revés. Si pensamos que puede ser al revés,
se seguiría conservando la energía y se cumpliría la primera ley.
En la naturaleza hay procesos que suceden, pero cuyos procesos inversos
no. Para explicar esta falta de reversibilidad se formuló la segunda ley de la
termodinámica, que tiene dos enunciados equivalentes:
6. Ley Cero de la Termodinámica (de Equilibrio):
"Si dos objetos A y B están por separado en equilibrio térmico con un tercer
objeto C, entonces los objetos A y B están en equilibrio térmico entre sí".
Como consecuencia de esta ley se puede afirmar que dos objetos en
equilibrio térmico entre sí están a la misma temperatura y que si tienen
temperaturas diferentes, no se encuentran en equilibrio térmico entre sí.
7. Es el calor que entra desde el "mundo exterior" lo que impide que en
los experimentos se alcancen temperaturas más bajas. El cero absoluto
es la temperatura teórica más baja posible y se caracteriza por la total
ausencia de calor. Es la temperatura a la cual cesa el movimiento de las
partículas. El cero absoluto (0 K) corresponde aproximadamente a la
temperatura de - 273,16ºC..
8. "La primera y la segunda ley de la termodinámica se pueden aplicar
hasta el límite del cero absoluto, siempre y cuando en este límite las
variaciones de entropía sean nulas para todo proceso reversible".
Tercera Ley de la Termodinámica.
La tercera ley tiene varios enunciados equivalentes:
"No se puede llegar al cero absoluto mediante una serie finita de
procesos
9. La Tercera de las leyes de la termodinámica, propuesto por Walther Nernst, afirma que es
imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito de
procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se
aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La entropía
de los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas iguales al cero
absoluto.
Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo
generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero
inaplicables a nivel cuántico..
Asimismo, cabe destacar que el primer principio, el de conservación de la energía, es la
más sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia.
.
10. LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA
El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del mismo
en el cual las variables empíricas usadas para definir un estado del sistema (presión,
volumen, campo eléctrico, polarización, magnetización, tensión lineal, tensión
superficial, entre otras) no son dependientes del tiempo. A dichas variables
empíricas (experimentales) de un sistema se les conoce como coordenadas
termodinámicas del sistema.
A este principio se le llama del equilibrio termodinámico. Si dos sistemas A y B
están en equilibrio termodinámico, y B está en equilibrio termodinámico con un
tercer sistema C, entonces A y C están a su vez en equilibrio termodinámico. Este
principio es fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue formulado
formalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí que
recibe la posición 0.
15. Es decir que si la temperatura aumenta el volumen también
aumenta, matemáticamente se expresa así:
V α T
Para convertir la proporcionalidad en igualdad, incluimos
una constante de proporcionalidad:
V = K T
Al despejar la K tendríamos:
K = V/T
Por consiguiente , V1/T2 = V2 /T1
16. V1.T2 = V2. T1
Donde:
V = Volumen
T = Temperatura
P= Presión constante
Unidades:
V= Litros, ml, cm³
T= K
20. LEY DE BOYLE:
Inversamente proporcional el volumen a la presión
Es decir, que a mayor presión menor volumen y viceversa,
matemáticamente se expresaría así:
V α 1/P
Para transformar la proporcionalidad en igualdad se debe incluir una
constante de proporcionalidad,
V = K 1 /P
Si despejamos la K tendríamos:
K = VP
Si la relación de VP es igual a una constante entonces podríamos decir
que
V1 P1 = V2 P2
21. V1.P1 = V2.P2
Donde
V= Volumen
P= Presión
T= Constante
Unidades:
P= atm, g/cm², mm Hg (milímetros de mercurio)
V= Litros, ml, cm³
25. A volumen constante , la presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura
26. LEY DE GAY LUSSAC:
A volumen constante , la presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura
Es decir que si la temperatura aumenta la presión también
aumenta, matemáticamente se expresa así:
P α T
Para convertir la proporcionalidad en igualdad, incluimos
una constante de proporcionalidad:
P = K T
Al despejar la K tendríamos:
K = P/T
Por consiguiente , T1 . P2 = T2. . P1
27. T1. P2 = T2. P1
Donde
T = Temperatura
P= Presión
V= volumen constante
Unidades:
T= K
P= Atm, g/cm², mm Hg
29. LEY DE DALTON. LEY DE LAS PRESIONES
PARCIALES:
La presión total de una mezcla de gases es igual a la
suma de las presiones parciales ejercidas por cada
uno de los gases en la mezcla.
Cada gas que participa en la mezcla ejerce una
presión que es independiente de la de los otros
gases presentes. Estas presiones se llaman presiones
parciales.
Pt= P1+P2+P3
30. Así, si tenemos una mezcla de tres gases A,B,C que
ejercen presiones parciales de 3,5 atm 1.6 atm y 7.5
atm, respectivamente, la presión total será de 12.6 Atm.
A B C
3.5 Atm 1,6 Atm 7,5 Atm
Presión total = ?
12.6 Atm
A B
C
Pt= P1+P2+P3
Pt = 3,5 atm + 1.6 atm + 7,5 atm = 12.6 atm
31. ECUACIÓN DE ESTADO –
ECUACION DE LOS GASES
Si se combinan adecuadamente las leyes de Boyle y
Charles con el principio de Avogadro, se llega a una
expresión que relaciona simultáneamente el
volumen de determinada cantidad de un gas con la
presión y la temperatura del mismo. Esta ecuación
recibe el nombre de ecuación de estado o ley de los
gases ideales :
PV = nRT
32. P .V = nRT
Donde
R = la constante universal de los gases ideales y su valor
depende de las unidades en que se expresen las diversas
cantidades.
V= Por convención, el volumen de un gas se expresa en
litros
n = El numero de moléculas -el valor de n en moles,
T = Temperatura en °K
P = la presión en atmósferas.
33. PROCESO ADIABÁTICO
Un proceso adiabático es aquel en que el sistema no pierde ni gana calor. La
primera ley de Termodinámica con Q=0 muestra que todos los cambios en la
energía interna están en forma de trabajo realizado. Esto pone una limitación al
proceso del motor térmico que le lleva a la condición adiabática mostrada abajo.
Esta condición se puede usar para derivar expresiones del trabajo realizado
durante un proceso adiabático.
El calentamiento y enfriamiento
adiabático son procesos que
comúnmente ocurren debido al
cambio en la presión de un gas.
Esto puede ser cuantificado
usando la ley de los gases
ideales.
34. 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.
35. Es un proceso en el cual la temperatura permanece constante durante la
operación. La energía interna de un gas es función de la temperatura
exclusivamente.
Es un proceso a temperatura constante. En general, ninguna de las cantidades
, Q y W son nulas.
Hay una excepción: la energía interna de un gas perfecto depende solamente
de la temperatura. En consecuencia, para un gas perfecto , y Q = W
Se denomina gas perfecto a un gas que sigue sigue la ley pv = nRT, donde n
es el número de moles, y R una constante.
36. Es un proceso a presión constante
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.
37. •En un proceso adiabático no se presenta el intercambio de calor con el exterior. Al
inflar un balón de futbol, por ejemplo, se realiza un proceso adiabático, pues no se cede
ni se recibe calor del balón ni del aire encerrado.
La temperatura del balón aumenta por que se ha realizado trabajo sobre el gas; la
presión aumenta y el volumen del aire encerrado en el sistema balón-bomba
disminuyen. La grafica que representa el proceso anteriormente descrito es:
39. Teoría cinética de los gases.
Explica el comportamiento de los
gases utilizando un “modelo” teórico.
Suministra un modelo mecánico el
cual exhibe propiedades mecánicas
promedias , que están identificadas
con propiedades
macroscópicas, es decir que
impresionan nuestros
sentidos, tales como la presión.
40. La teoría cinética de los gases es una teoría física y
química que explica el comportamiento y propiedades
macroscópicas de los gases(Ley de los gases ideales), a
partir de una descripción estadística de los
procesos moleculares microscópicos. La teoría cinética
se desarrolló con base en los estudios de físicos
como Daniel Bernoulli en el siglo XVIII y Ludwig
Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.
Teoría cinética de los gases.
41. Principales teoremas de la teoría
cinética
Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero
individualmente se mueven en forma aleatoria, con
diferentes velocidades cada una, pero con una
velocidad promedio que no cambia con el tiempo.
Las moléculas realizan choques
elásticos entre sí, por lo tanto
se conserva tanto el momento
lineal como la energía cinética de
las moléculas.
42. Principales teoremas de la teoría
cinética
Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto
durante el choque. Se considera que las fuerzas
eléctricas o nucleares entre las moléculas son de corto
alcance, por lo tanto solo se consideran las fuerzas
impulsivas que surgen durante el choque.
El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas
son idénticas.
El gas se encuentra en equilibrio térmico con las
paredes del envase.
43. ENERGIA INTERNA
En principio, la energía interna de un gas puede depender de su
temperatura y de su volumen (por ser dos variables independientes).
Sin embargo, Joule descubrió que para un gas aproximadamente ideal,
la energía interna no depende del volumen, sino solo de su
temperatura.
La experiencia de Joule consistió en medir la temperatura de un gas,
someterlo a una expansión brusca en el vacío rompiendo un diafragma,
y volver a medir la temperatura. Por no haber presión exterior el trabajo
es nulo. Por ser una expansión brusca el proceso es prácticamente
adiabático y no hay calor transferido al sistema. Por tanto, la energía
interna del gas permanece constante
Cuando midió la temperatura final, Joule obtuvo que su valor era
prácticamente igual a la inicial. Puesto que la temperatura no cambia,
pero el volumen sí, y resulta que la energía interna permanece
constante, se llega a la conclusión de que U no depende del volumen y
sólo es función de la temperatura.
