Guia de Termodinámica
Guia de Termodinámica
Guia de Termodinámica
FISICA II
TERMODINAMICA – PARTE I
Concepto de temperatura
Concepto de calor
Q=C·T
Si TA>TB
Como QA+QB=0
La temperatura de equilibrio se obtiene mediante la media ponderada
Q=m·c·(Tf-Ti)
1. Se pesa con una balanza una pieza de material sólido de calor específico c
desconocido, resultando m su masa. Se pone la pieza en agua casi hirviendo a la
temperatura T.
2. Se ponen M gramos de agua en el calorímetro, se agita y después de poco de
tiempo, se mide su temperatura T0.
3. Se deposita rápidamente la pieza de sólido en el calorímetro. Se agita, y después
de un cierto tiempo se alcanza la temperatura de equilibrio Te.
Se apuntan los datos y se despeja c de la fórmula que hemos deducido en el primer
apartado.
Cambios de estado
Normalmente, una sustancia experimenta un cambio de temperatura cuando absorbe o cede calor al
ambiente que le rodea. Sin embargo, 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
Q=mL
donde L se denomina calor latente de la sustancia y depende del tipo de cambio de fase.
Por ejemplo, para que el agua cambie de sólido (hielo) a líquido, a 0ºC se necesitan 334·103 J/kg.
Para que cambie de líquido a vapor a 100 ºC se precisan 2260·103 J/kg.
En la siguiente tabla, se proporcionan los datos referentes a los cambios de estado de algunas
sustancias.
Fuente: Koshkin N. I., Shirkévich M. G.. Manual de Física elemental, Edt. Mir (1975) págs. 74-75.
Los cambios de estado se pueden explicar de forma cualitativa del siguiente modo:
En un sólido los átomos y moléculas ocupan las posiciones fijas de los nudos de una red cristalina.
Un sólido tiene en ausencia de fuerzas externas un volumen fijo y una forma determinada.
Los átomos y moléculas vibran, alrededor de sus posiciones de equilibrio estable, cada vez con mayor
amplitud a medida que se incrementa la temperatura. Llega un momento en el que vencen a las fuerzas
de atracción que mantienen a los átomos en sus posiciones fijas y el sólido se convierte en líquido.
Los átomos y moléculas siguen unidos por las fuerzas de atracción, pero pueden moverse unos
respecto de los otros, lo que hace que los líquidos se adapten al recipiente que los contiene, pero
mantengan un volumen constante.
Determinar el calor que hay que suministrar para convertir 1g de hielo a -20 ºC en vapor a 100ºC.
Los datos son los siguientes:
Etapas:
Q1=0.001·2090·(273-253)=41.8 J
2. Se funde el hielo
Q2=0.001·334·103=334 J
Q3=0.001·4180·(373-273)=418 J
Q4=0.001·2260·103=2260 J
Si disponemos de una fuente de calor que suministra una energía a razón constante de q J/s podemos
calcular la duración de cada una de las etapas
La figura de abajo está hecha a escala con el programa Excel de Microsoft, tomando los datos de la
tabla
Calor, Q Temperatura, T
0 -20
41.8 0
375.8 0
793.8 100
3053.8 100
Se añade agua a través del tubo para rellenar la botella y propio el tubo.
El experimento consiste en medir la energía necesaria para reducir el volumen del sistema en una
determinada cantidad a temperatura constante y a presión constante.
En el estado inicial tenemos una masa M de hielo de densidad ρh=0.917 g/cm3 en un volumen V0.
M= ρh·V0
Al cabo de un cierto tiempo t, una masa Δm de hielo se ha convertido en agua de densidad ρa=1.0
g/cm3, El volumen V del sistema disminuye
Para fundir una masa Δm de hielo y convertirla en agua se necesita una cantidad de calor
Q=Lf·Δm
Al disminuir el volumen del sistema, el agua del tubo vertical entra en el termo, disminuyendo la
altura en ΔV=SΔh
Q=i2·R·t
Ejemplo:
Se precisan Q=13140 J para que el nivel de agua en el tubo vertical disminuya Δh=20 cm
La medida del calor latente de evaporación del agua es problemática, ya que es difícil
determinar el momento en el que el agua entra en ebullición y el momento en el que el
agua se evapora completamente.
Las pérdidas de calor son importantes (ley de enfriamiento de Newton) ya que la
diferencias de temperatura entre el agua en ebullición y el ambiente es muy grande.
Habría que tener en cuenta también, el calor absorbido por el recipiente, el agua que se
evapora durante el proceso de calentamiento y el agua que se condensa en las paredes del
recipiente.
TERMODINÁMICA
Los sistemas físicos que encontramos en la Naturaleza consisten en un agregado de un
número muy grande de átomos.
La materia está en uno de los tres estados: 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
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 de cada
partícula, sino del sistema en su conjunto.
Si una de las paredes es un émbolo móvil de área A y éste se desplaza dx, el intercambio
de energía del sistema con el exterior puede expresarse como el trabajo realizado por la
fuerza F a lo largo del desplazamiento dx.
dW=-Fdx=-pAdx=-pdV
El calor
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 y siempre que no pueda
expresarse macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento.
Se debe distinguir también entre los conceptos de calor y energía interna de una sustancia.
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.
Cuando una sustancia incrementa su temperatura de TA a TB, el calor absorbido se obtiene
multiplicando la masa (o el número de moles n) por el calor específico c y por la diferencia
de temperatura TB-TA.
Q=nc(TB-TA)
Cuando no hay intercambio de energía (en forma de calor) entre dos sistemas, decimos
que están en equilibrio térmico. Las moléculas individuales pueden intercambiar energía,
pero en promedio, la misma cantidad de energía fluye en ambas direcciones, no habiendo
intercambio neto. Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de estar a la
misma temperatura.
Primera ley de la Termodinámica
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. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna
cambia en:
U=UB-UA
Supongamos que el sistema está en el estado A y realiza un trabajo W, expandiéndose.
Dicho trabajo mecánico da lugar a un cambio (disminución) de la energía interna de
sistema:
U=-W
También podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto térmico con
otro sistema a diferente temperatura. Si fluye una cantidad de calor Q del segundo al
primero, aumenta su energía interna en:
U=Q
Todos estos casos, los podemos resumir en una única ecuación que describe la
conservación de la energía del sistema.
U=Q-W
Si el estado inicial y final están muy próximos entre sí, el primer principio se escribe:
dU=dQ-pdV
Transformaciones
La energía interna U del sistema depende únicamente del estado del sistema, en un gas
ideal depende solamente de su temperatura. Mientras que la transferencia de calor o el
trabajo mecánico dependen del tipo de transformación o camino seguido para ir del
estado inicial al final.
Isócora o a volumen constante
W=0
Q=ncV(TB-TA)
Q=ncP(TB-TA)
U=0
Q=W
Integrando
Si A y B son los estados inicial y final de una transformación adiabática se cumple que
Variación de entropía
Para calcular las variaciones de entropía de un proceso real (irreversible) hemos de
recordar que la entropía (como la energía interna) depende solamente del estado del
sistema. Una variación de entropía cuando el sistema pasa de un estado A a otro B de
equilibrio depende solamente del estado inicial A y del estado final B.
Para calcular la variación de entropía ΔS de un proceso irreversible entre dos estados de
equilibrio, imaginamos un proceso reversible entre el estado inicial A y el estado final B
y calculamos para este proceso
ΔS=∫ABdQT
La variación de entropía ΔS es siempre positiva para el sistema y sus alrededores en un
proceso irreversible
BIBLIOGRAFIA
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/termo/Termo.html
http://www.sc.ehu.es/sbweb/ocw-fisica/problemas/problemas.xhtml
http://www.sc.ehu.es/sbweb/ocw-fisica/problemas/estadistica/problemas/termo_problemas.xhtml