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M del Carmen Maldonado Susano Página 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.


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.


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.


Frontera

La frontera puede ser una superficie fija o variable con el tiempo.

Frontera

Superficie fija

Variable con el tiempo


Clasificación de frontera

Pasaje de masa

Permeable

Impermeable

Interacción térmica

Diatérmica

Adiabática

Interacción mecánica

Flexible

Rígida


Clasificación de Sistema

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.

Sistema

Abierto

Cerrado

Aislado


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


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

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.

Propiedades

Intensivas: No dependen de la masa.

Extensivas: Si dependen de la masa.


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.


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:

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

Fase

Sólido

Líquido

Gas


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.

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.

Fluido

Líquido: Incompresible, tiene un volumen definido.

Gas: Altamente compresible. Su volumen depende del recipiente que lo contenga.


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.


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.


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


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.


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.


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

)( 12 TTCemQ

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

hmQ

h se denomina calor latente por unidad de masa de la sustancia y depende del tipo de cambio de fase.


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.


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.

JPVUH

Entalpía Específica

kg

Jpvuh

m

PV

m

U

m

H

Valores de entalpía

h de fusión =334.88[kJ/kg]

h de evaporación =2257[kJ/kg]

h de sublimación =2834.8[kJ/kg]


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.”


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


Primera ley de la termodinámica para ciclos y procesos en

sistemas abiertos.

Q+W = U


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


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

cteTaV

P 1

CPVV

CP

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

ctePaTV

CT

VCTV


Ley de Gay-Lussac

“Cuando el volumen de un gas permanece constante,

la presión de éste varía proporcionalmente con su

temperatura”.

Volumen es contante

cteVaTP

CT

PCTP

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


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”


Procesos isométrico o isocórico

Volumen es constante.

No hay trabajo W=0


Procesos isotérmico

Temperatura es constante.


Procesos adiabático

Sin interacción térmica.

Se realiza dentro de fronteras adiabáticas.


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

nnVPVP

2211

cteVPn

opolitrópicexponenten


Isocórica –

Volumen Constante

Isobárica

- Presión Constante

Isotermica –

Temperatura Constante

Adiabática –

aislada Termicamente


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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