FQ-I_ley_Termod-12-3
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UNIVERSIDAD INCA GARCILASO DE LA VEGA
CARRERA PROFESIONAL DE INGENIERÍA INDUSTRIAL
FISICOQUÍMICA
I LEY DE TERMODINÁMICA
ING. ROSARIO MARCOS MEZARINA2011
TERMODINÁMICA
La termodinámica estudia el flujo del calor, de la conversión de este
en trabajo mecánico y de las transformaciones de una energía
en otra.
Las energías se agruparan de dos formas, calor y trabajo
DEFINICIONES TERMODINÁMICAS
Las reacciones químicas obedecen las leyes fundamentales:
- Ley de la conservación de la masa- Ley de la conservación de la energía
Sistema.- es la porción del universo escogida para consideraciones termodinámicas. Estas pueden ser:
- Abierto; cuando es posible intercambiar materia o energía con el entorno.
- Cerrado; puede intercambiar energía pero no masa con el entorno.
- Aislado.- no puede intercambiar masa ni energía con el entorno.
Universo = Sistema + Entorno
SISTEMAS
Sistema
ENTORNO
ENTORNO
SISTEMAS
ESTADOS DEL SISTEMA
Sistema = Piña coladaV = 200 ml, P = 1 atm, T = 15ºCSon variables que determinan las Propiedades Termodinámicas
del sistema
Estado del Sistema = número mínimo de propiedades
termodinámicas
Si le cambiamos la temperatura de nuestro sistema diremos que
se produjo un Cambio de Estado Termodinámico
ENERGÍAS
Es la capacidad para efectuar un trabajo
Energía Radiante
Energía Nuclear
Energía Eléctrica Energía Mecánica
Energía Química
Energía Térmica
ENERGÍA CINÉTICA Y POTENCIAL
La energía cinética es la energía del
movimiento
La energía potencial es la energía de la
posición de un objeto
PROCESOS TERMODINÁMICOS
Es el proceso mediante el cual un sistema pasa de un estado a otro cambiando una o toda las propiedades
termodinámicas
Existen diferentes clases de procesos: Isotérmico Isobárico Isocórico Adiabático Reversible Irreversible Cíclico
FUNCIÓN DE ESTADO
Las propiedades intensivas son características de cada sustancia e independientes de su cantidad.
Las propiedades extensivas son características que dependen de la cantidad de materia del sistema.
Una función de estado es aquella que depende únicamente del estado inicial y final del sistema, sin
importar el proceso seguido.
ENERGÍA INTERNA
Es una propiedad extensiva que depende de la cantidad y calidad de la materia. Además es
directamente proporcional a la temperatura del sistema.
La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías asociadas a las moléculas
o iones que conforman el sistema.
Debido a que no se puede determinar el valor de la energía en un estado particular, este se determinará como ∆E que sufre un sistema
debido a un proceso termodinámico.
ENERGÍA
CALOR
Es la transferencia de energía térmica entre dos
cuerpos que están a diferentes temperaturas.
El flujo del calor se produce de un cuerpo caliente a otro que se
encuentra frío.
CALOR = q
CALOR
m = masac = calor específico
∆T = T final – T inicial
q = m c ∆T
Calor específico: es la cantidad necesaria para elevar en 1 ºC la temperatura de 1g de una sustancia. [cal/g x grado], [J/g x grado]
CAPACIDAD CALORÍFICA MOLAR
n = número de molesC = capacidad calorífica molar
∆T = T final – T inicial
q = n C ∆T
C: es la cantidad de calor necesario para elevar en 1 ºC la temperatura de 1 mol de una
sustancia. [cal/mol x grado], [J/mol x grado]
CAPACIDAD CALORÍFICA
C = m. c
C = capacidad calorífica
m = masa
c = calor específico
TRABAJO
TRABAJO = w
Es una forma de energía que no es calor.
Trabajo mecánico = F x d
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
El Primer Principio de la Termodinámica es el enunciado cuantitativo del Principio General de Conservación de la
Energía. Sus postulados son: Las propiedades de un sistema en equilibrio termodinámico dependen de su situación actual y no de los antecedentes. El contenido de energía es una función del estado del sistema. En cualquier ciclo de cambios por el cual el sistema es restaurado a su estado inicial. La suma algebraica de los intercambios de energía con los sistemas limitantes es cero. La energía resultante de pasar un sistema de un estado a otro solo depende de las condiciones iniciales y finales y no del camino seguido.
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
Cuando la energía interna de un sistema varía, es porque parte de ella se ha
transformado en calor o trabajo
El ∆E interna de un sistema tiene un ∆E
del entorno con signo negativo
∆E sistema + (-∆E entorno) = 0
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
P
PdV
En una compresiónw = P ∆V
q = ∆E + P ∆V
Estas ecuaciones son generales y aplicables al cálculo de w, q y ∆E, en cualquier expansión o compresión de un sistema. Sin embargo estas ecuaciones pueden tomar
otras formas.
Ω
β
En una expansiónw = -P ∆V
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
1. Si el volumen es constante, ∆V = 0, la ecuación (Ω), se convierte en:
∆E = q
2. Si la presión de oposición es cero, o sea se trata de una expansión libre (p = 0). Entonces la ecuación (Ω) se convierte
en:∆E = q
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
3. Si la presión de oposición es constante (p), la ecuación (β) se convierte en:
w = p (V final – V inicial)
Y la ecuación (Ω): ∆E = q – p (V final – V inicial)
4. Si la presión de oposición es variable debe quedar establecida como una
función de V. Entonces se debe graficar p vs V. El área bajo la curva será w.
PRIMERA LEY - TERMODINÁMICA
5. Si el calor y el trabajo son realizados sobre el sistema tienen signo (+), en cambio
cuando el calor y el trabajo son efectuados por el sistema tienen signo (-).
6. Tanto el calor que se agrega a un sistema como el trabajo que se efectúa sobre el sistema aumentan la energía interna.
1. PROCESO ISOTÉRMICO
La energía interna depende de la ºT, entonces si T = cte:
∆E interna = 0 (PV = cte)
1. PROCESO ISOTÉRMICO
q, entregado al sistema = w, realizado por el sistema hacia el entorno
En una expansión isotérmica reversible el trabajo máximo de un gas ideal es igual al trabajo mínimo
gastado del exterior necesario para comprimir el gas:
wm = nRT ln V2/V1
wm = nRT ln P1/P2
2. PROCESOS ISOBÁRICOS
Es un proceso a presión constante, comúnmente
sucede en sistemas abiertos a la presión
atmosférica (V/T = cte)
∆E = q – P∆V
2. PROCESOS ISOBÁRICOS
Cuando se añade o disminuye calor a un sistema, se produce una variación de ºT:
q = m c ∆T
Cp = capacidad calorífica molar a presión constanteCv = capacidad calorífica molar a volumen constante
La entalpía (H) es el contenido de calor de un sistema en un proceso a presión constante:
q = ∆H
Para un proceso isobárico tendremos:
∆E = ∆H – P∆V
2. PROCESOS ISOBÁRICOS
GAS CV CPMonoatómico 3/2 R 5/2 R
Diatómico 5/2 R 7/2 R
Triatómico 7/2 R 9/2 R
En un sistema de gases ideales a presión constante:
qp = ∆H = n Cp ∆T
3. PROCESOS ISOCÓRICOS
w = P ∆V = 0
Como la variación del volumen es nula, entonces
el sistema no ejerce ni recibe trabajo. (P/T = cte)
∆E = q
q = n Cv ∆T
Cp – Cv = R
4. PROCESOS ADIABÁTICOS
∆E = w
En un proceso adiabático el sistema no recibe ni
entrega calor del entorno, entonces la energía interna
solo depende del trabajo realizado o recibido por el
sistema.
q = 0
Para w hecho sobre el sistema: ∆E = -w
4. PROCESOS ADIABÁTICOS
Si en un proceso adiabático hay una compresión, el entorno ejerce trabajo sobre el sistema (∆E >0), en
cambio en una expansión, el sistema efectuará trabajo sobre el entorno (∆E <0).
Proceso w ∆E ∆T
Compresión + + +
Expansión - - -
4. PROCESOS ADIABÁTICOS
EXPANSIÓN
w Adiabático → ACDEw Isotérmico → ABDE
Curva AB → Proceso isotérmicoCurva AC → Proceso adiabático
w Adiabático < w Isotérmico
D E
4. PROCESOS ADIABÁTICOS
COMPRESIÓN
-w Adiabático → ACDE-w Isotérmico → ABDE
Curva AB → Proceso isotérmicoCurva AC → Proceso adiabático
w Adiabático > -w Isotérmico
A
C
B
D E
4. PROCESOS ADIABÁTICOS
∆E = w = n Cv ∆T Compresión
PROCESOS TERMODINÁMICOS
Un proceso cíclico es cuando un sistema retorna a su estado original, resultando ∆E = 0
En cuanto al trabajo hecho por el sistema este será igual al calor absorbido por el proceso, q = w
Un proceso reversible se realiza bajo fuerzas opuestas balanceadas, es decir se producen una serie de estados de equilibrio, de manera que en cualquier momento se
puede regresar al estado inicial.
En un proceso irreversible se obtiene menos trabajo del que se requiere para restaurar el sistema en su estado
original.