UNIVERSIDAD TÉCNICA DEL NORTE FACULTAD DE EDUCACIÓN CIENCIA Y TECNOLOGÍA

Nombre: Manuel Imbaquingo

Franklin Guancha

José Miguel Carapaz

Nivel: 3° FIMA

Fecha: 2 010 – 11 – 09

Primera Ley de la Termodinámica

Desde hace mucho tiempo atrás se efectuaron algunos experimentos en los que se llevó a cabo la medición del trabajo y el calor. Siempre que las mediciones fueron realizadas en forma cíclica (en primero y principalmente por Joule), se halló que el calor neto en el sistema era igual al trabajo neto. El principio de conservación de la energía relaciona el trabajo realizado en un gas con la energía interna del sistema. Para un sistema cerrado (de masa constante) la primera ley de la termodinámica se expresa matemáticamente por medio de:

ΔE t=Q –W ΔET es el cambio total de energía del sistema, Q es el calor agregado al sistema y W el trabajo realizado por el sistema. Expresa que el cambio total de energía de un sistema cerrado es igual al calor transferido al sistema, menos el trabajo efectuado por el sistema. Si se expande ∆ET en la expresión de la primera ley, se obtiene la ecuación:

∆ Ek+∆ Ep+∆U=Q –W ∆U : Cambio de energía interna.

∆ Ek+∆ Ep: cambio de su energía externa, cinética y potencial respectivamente.

En el caso frecuente donde las energías potencial y cinética (energía externa) del sistema no cambian, esta ecuación se convierte en:

∆U=Q−W o, en forma diferencial, dU=δQ−δW

Y todo el intercambio de energía con el entorno sirve para cambiar sólo la energía interna.

dU Representa un cambio infinitesimal en el valor de U y la integración da una diferencia entre dos valores.

∫U 1

U 2

dU=U 2−U 1=∆U

LA ENERGÍA INTERNA ES UNA PROPIEDAD TERMOSTÁTICA DE LA MATERIA, por lo que siempre que un sistema incremente su energía, aparece en otro sistema la correspondiente disminución de la misma, es decir, se establece una conservación de la energía que constituye la esencia del postulado del Primer Principio de la Termodinámica.

Mientras δque denota una cantidad infinitesimal y la integración da una cantidad finita.

∫ δQ=Q y∫ δW=W

Conservación de la energía

Eentra – E sale=∆ E sistema

LA ENERGÍA NI SE CREA NI SE DESTRUYE, SOLO SE TRANSFORMA, que también se puede expresar como, La cantidad de energía en el Universo sólo puede modificarse por un cambio equivalente en la cantidad de materia.

Este Principio establece la imposibilidad de la existencia del móvil perpetuo de primera especie, es decir, ninguna máquina puede producir un trabajo sin el correspondiente consumo de energía.

Energía interna (U)

La variación de la energía ΔU, en un proceso, es la suma del trabajo y del calor intercambiado entre el sistema y sus alrededores. Si se desprecia el resto de formas de energía, la energía interna se debe a la energía acumulada por las moléculas del sistema. No se pueden obtener valores absolutos de H, U. La energía interna de una sustancia no incluye las energías potencial y cinética asociadas a una sustancia como resultado de las interacciones entre sus campos de fuerza y su posición espacial (energía potencial) o de su movimiento macroscópico (energía cinética), que son formas externas de energía; la energía interna se refiere a la energía de las moléculas constitutivas de la sustancia, que se encuentran en movimiento continuo y poseen energía cinética de traslación y (a excepción de las moléculas monoatómicas) energía cinética de rotación y vibración interna. La aplicación de calor a una sustancia incrementa esta actividad molecular por lo que origina un aumento en su energía interna.

ΔE= ΔU = Q - W

U2 –U1= Q - W ,

U= f (V,T,Conc)

W= P(V2 -V1 )

U2 –U1 =Q - P(V2 -V1 )

Q = (U2 –PV2) – (U1 - PV1) = H2-H1= ΔH

ΔH = ΔU + Δ(PV)

H = f (P,T,Conc)

Entalpía (H)

Cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante.

La expresión (u + pv) se conoce como entalpía, y se representa con la letra H.

H=U+ pV Donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

La entalpia tiene unidades de energía, pero no es una forma de energía. En diversos modos de expresión el cambio de entalpia está dado por:

dh = du + d(pv)

Δh = Δu + Δ (pv) o bien, h2-h1 = U2-U1 + P2 V2- P1 V1

Para el caso de una masa unitaria, y lo anterior se aplica a cualquier sustancia. Como la energía interna U, la entalpia se mide a partir de un valor de referencia conveniente.

Sistemas Termodinámicos

Sistema

Se puede definir un sistema como un conjunto de materia, que está limitado por una superficie, que le pone el observador, real o imaginaria.

Un sistema abierto: es cuando existe un intercambio de masa y de energía con los alrededores; es por ejemplo, un coche. Le echamos combustible y él desprende diferentes gases y calor.

Un sistema cerrado: es cuando no existe un intercambio de masa con el medio circundante, sólo se puede dar un intercambio de energía; un reloj de cuerda, no introducimos ni sacamos materia de él. Solo precisa un aporte de energía que emplea para medir el tiempo.

Un sistema aislado: es cuando no existe el intercambio ni de masa y energía con los alrededores; ¿Cómo encontrarlo si no podemos interactuar con él? Sin embargo un termo lleno de comida caliente es una aproximación, ya que el envase no permite el intercambio de materia e intenta impedir que la energía (calor) salga de él.

Aplicaciones de la primera ley

Procesos isobáricos y el diagrama P-V

Un gas encerrado en un cilindro equipado con un émbolo móvil y sin fricción. El calor puede fluir hacia dentro o fuera del gas a través de las paredes del cilindro. Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que sucede a presión constante.

∆W=P∆V

Cuando un proceso termodinámico implica cambios en el volumen, en la presión o en ambos factores, el trabajo realizado por el sistema es igual al área bajo la curva en un diagrama P-V.

Procesos adiabáticos

Es cuando un sistema no gana ni pierde calor, es decir, Q = O. Este proceso puede realizarse rodeando el sistema de material aislante o efectuándolo muy rápidamente, para que no haya intercambio de calor con el exterior y se dice que el sistema está rodeado por paredes adiabáticas.

Un proceso adiabático es aquel en el que no hay intercambio de energía térmica ΔQ entre un sistema y sus alrededores.

∆W=−∆U

U2 – U1 = -W

Generalmente, la disminución de energía térmica va acompañada de un descenso en la temperatura. El trabajo realizado sobre el sistema (-W es positivo) se convierte en energía interna, o, inversamente, si el sistema realiza trabajo (-W es negativo), la energía interna disminuye.

Un proceso de estrangulación es aquel en el que el fluido a alta presión se filtra adiabáticamente, ya sea a través de una pared porosa o de una abertura estrecha, hacia una región de baja presión.

Procesos isocóricos

Otro caso especial de la primera ley se presenta cuando no se realizó trabajo, ni por el sistema ni sobre el sistema. Este tipo de proceso se conoce como proceso isocórico. También recibe el nombre de proceso isovolumétríco porque no puede haber cambio de volumen sin la realización de trabajo.

Un proceso isocórico es aquel en el que el volumen del sistema permanece constante.

∆Q=∆U

U 2 -U l =Q

Proceso isotérmico

Un gas puede comprimirse en un cilindro de forma tan lenta que prácticamente permanece en equilibrio térmico con sus alrededores. La presión aumenta a medida que el volumen disminuye, pero la temperatura es prácticamente constante.

Un proceso isotérmico es aquel en el que la temperatura del sistema permanece constante.

Si no hay cambio de fase, una temperatura constante indica que no hay cambio en la energía interna del sistema.

∆Q=∆W

Conclusiones

La primera ley de la termodinámica está basada en el principio general de la conservación de la energía: “Nada se crea, nada se destruye todo se transforma.”

Aplicar esta ley en circunstancias variables desarrollará medios sencillos, pero poderosos, para resolver problemas termodinámicos con cierto grado de refinamiento.

La primera ley demuestra que el calor neto que entra o sale de un sistema es igual al trabajo neto que efectúa o admite el mismo.

La cantidad de energía transferida a un sistema en forma de calor más la cantidad de energía transferida en forma de trabajo sobre el sistema debe ser igual al aumento de la energía interna del sistema.

El calor y el trabajo son mecanismos por los que los sistemas intercambian energía entre sí.

La primera ley afirma que el calor y el trabajo son interconvertibles.