UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO

FACULTAD DE INGENIERIA DE PROCESOS

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA AGROINDUSTRIAL

Primer trabajo

Tareas de termodinamica

ASIGNATURA: TERMODINAMICA PARA INGENIEROS

DOCENTE: APARICIO PEÑA LUZ MARINA

ESTUDIANTES CODIGO

 SACA CJUNO BERTHA VERONICA 152086

SEMESTRE: 2019-I

FECHA DE ENTREGA: 25.06.19

EL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)

Es el sistema de unidades que se usa en casi todos los países del mundo. Está constituido
por siete unidades básicas: amperio, kelvin, segundo, metro, kilogramo, candela y mol,
más un número ilimitado de unidades derivadas de las cuales veintidós tienen nombres
especiales, prefijos para denotar múltiplos y submúltiplos de las unidades y reglas para
escribir el valor de magnitudes físicas.
Las unidades del SI constituyen referencia internacional de las indicaciones de
los instrumentos de medición, a las cuales están referidas mediante una concatenación
ininterrumpida de calibraciones o comparaciones.
Una de las características trascendentales del SI es que sus unidades se basan en
fenómenos físicos fundamentales. Excepción única era de la unidad de magnitud masa,
el kilogramo, era definida como «la masa del prototipo internacional del kilogramo», un
cilindro de platino e iridio almacenado en una caja fuerte de la Oficina Internacional de
Pesas y Medidas. Esto permitía lograr contrastar con instrumentos similares, utilizados y
calibrados en lugares distantes y, por ende, asegurar —sin necesidad de duplicación de
ensayos y mediciones— el cumplimiento de las características de los productos que son
objeto de transacciones en el comercio internacional, su intercambiabilidad.
Está en curso una revisión de las definiciones de las unidades básicas en términos de
constantes fundamentales, sin excepción. El viernes, 16 de noviembre de 2018, a las
11:00 horas, tiempo de París (10:00 UTC), se votó en Versalles la redefinición de cuatro
de las unidades básicas, en función de constantes universales: el kilogramo, el amperio,
el kelvin y el mol.12
El SI se creó en 1960 por la 11.ª Conferencia General de Pesas y Medidas, durante la cual
inicialmente se reconocieron seis unidades físicas básicas (las actuales excepto el mol).
El mol se añadió en 1971. Entre los años 2006 y 2009 se armonizó el Sistema
Internacional de Magnitudes —a cargo de las organizaciones ISO y CEI— con el SI. El
resultado es el estándar ISO/IEC 80000.

Magnitud
física básica
[Símbolo de la Unidad
Propuesta de
magnitud] básica Definición actual
revisión4
(Símbolos (símbolo)
para
valores)nota 1

Longitud del trayecto recorrido

por la luz en el vacío en un
intervalo de tiempo de 1/299 792
longitud [L] 458 segundos.
metro (m)
(l, x, r, etc.)
De aquí resulta que la velocidad
de la luz en el vacío es
exactamente 299 792 458 m/s.
 Masa del prototipo internacional
del kilogramo, adoptado por
la Conferencia General de Pesas
y Medidas y depositado en
la Oficina Internacional de Pesas Propuesta de
y Medidas, en Sèvres, Francia. redefinición a un
masa [M] kilogramo(kg
valor relacionado
(m) )nota 2 Este prototipo es un cilindro de
con la constante
39 mm de altura y 39 mm de
de Planck (h).
diámetro de una aleación90 %
de platino y 10 % de iridio; tiene
una densidad aproximada de 21
500 kg/m3.

Duración de 9 192 631

770 periodos de
la radiación correspondiente a
la transición entre los dos niveles
hiperfinos del estado
fundamental del átomo de cesio
tiempo [T]
segundo(s) 133.
(t)
De aquí resulta que la frecuencia
de la transición hiperfina del
estado fundamental del átomo de
cesio 133 es exactamente 9 192
631 770 Hz.

Intensidad de una corriente

constante que, mantenida en
dos conductores paralelos
rectilíneos de longitud infinita, de
sección circular despreciable y
situados a una distancia de un Propuesta de
metro uno del otro, en el vacío, redefinición a un
corriente produciría entre estos valor relacionado
eléctrica [I] amperio(A) conductores una fuerza igual a 2 con la carga
(I, i) × 10−7 newton por metro de eléctricafundame
longitud. ntal (e).
De aquí resulta que la constante
magnética, también conocida con
el nombre de permeabilidad del
vacío, es exactamente 4π × 10-
7
H/m.

Fracción 1/273.16 de la Propuesta de

temperatura temperatura termodinámica redefinición a un
termodinámica del punto triple del agua.5
kelvin (K) valor relacionado
[Θ]
(t) De aquí resulta que la con la constante
temperatura termodinámica del de Boltzmann (k)
 punto triple del agua es
exactamente 273.16 K (0.01 °C).6

Cantidad de sustancia de un
sistema que contiene tantas
entidades elementales
como átomos hay en 0.012
kilogramos de carbono 12.
Cuando se emplea el mol, las Propuesta de
entidades elementales deben redefinición a un
cantidad de
especificarse y pueden valor relacionado
sustancia [N] mol (mol)
ser átomos, moléculas, iones, ele con la constante
(n)
ctrones, otras partículas o de
agrupaciones específicas de tales Avogadro(NA)
partículas.
De aquí resulta que la masa
molar del carbono 12 es
exactamente 12 g/mol.

Intensidad luminosa, en una

dirección dada, de una fuente que
emite una radiación
monocromática de
frecuencia 540 × 1012 hercios y
cuya intensidad energética en esa
intensidad dirección es
luminosa [J] candela(cd) 1/683 vatiospor estereorradián.
(Iv)
De aquí resulta que la eficacia
luminosaespectral de una
radiación monocromática de
frecuencia igual a 540 ×
1012 Hz es exactamente
683 lm/W.

Tabla de múltiplos y submúltiplos.

Equivalencia deci
mal en
1000 Prefi Símb Escala Escala Asignac
10n los prefijos del
n jo olo cortan 1 largan 1 ión
Sistema
Internacional
 102 1 000 000 000 000
10008 4 yotta Y Septillón Cuatrillón 1991
000 000 000 000

102 Mil 1 000 000 000 000

10007 1 zetta Z Sextillón 1991
trillones 000 000 000

101 1 000 000 000 000

10006 8 exa E Quintillón Trillón 1975
000 000

101 Mil 1 000 000 000 000

10005 5 peta P Cuatrillón 1975
billones 000

101
10004 2 tera T Trillón Billón 1 000 000 000 000 1960

Mil
3 9
1000 10 giga G Billón millones / 1 000 000 000 1960
Millardo

meg
10002 106 M Millón 1 000 000 1960
a

10001 103 kilo k Mil / Millar 1 000 1795

10002 hect
/3 102 h Cien / Centena 100 1795
o

10001
/3 101 deca da Diez / Decena 10 1795

10000 100 Sin prefijo Uno / Unidad 1

1000 10−
−1/3 1 deci d Décimo 0.1 1795
 1000 10−
−2/3 2 centi c Centésimo 0.01 1795

1000 10−
−1 3 mili m Milésimo 0.001 1795

1000 10− micr

−2 6 µ Millonésimo 0.000 001 1960
o

1000 10− Billonésim Milmilloné

−3 9 nano n 0.000 000 001 1960
o simo

1000 10− Trillonésim Billonésim

−4 12 pico p 0.000 000 000 001 1960
o o

1000 10− femt Cuatrilloné Milbillonés 0.000 000 000 000

−5 15 f 1964
o simo imo 001

1000 10− Quintilloné Trillonésim 0.000 000 000 000

−6 18 atto a 1964
simo o 000 001

1000 10− zept Sextillonési Miltrilloné 0.000 000 000 000

−7 21 z 1991
o mo simo 000 000 001

1000 10− yoct Septillonési Cuatrilloné 0.000 000 000 000

−8 24 y 1991
o mo simo 000 000 000 001

1- ¿Cómo se mide la energía?

La energía se conoce como la capacidad de un sistema para producir trabajo. Cualquier

sistema química, a una presión y temperatura dadas, posee: una cantidad de energía que
es medible macroscópicamente, y una cantidad de energía almacenada en su interior
debido a su composición, que se denomina energía interna.

La unidad de energía más conocida es la caloría (cal) y corresponde a la cantidad de

energía necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1°C. Como esta cantidad
de energía es muy pequeña se emplea la kilocaloría (kcal), considerando que 1 kcal
equivale a 1000 cal.

Sin embargo, el Sistema Internacional (S.I) determina que la unidad de la energía es

el Joule (J).

1.1- ¿Qué es la energía interna?

La energía total de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas (Ec) y energías
potenciales (Ep) de sus partes componentes y es conocida como la energía interna del
sistema (U), que corresponde a una función de estado. Debido a que los sistemas están
formados por gran cantidad de átomos, iones o moléculas, es difícil poder medir la
cantidad y variedad de movimientos e interacciones que poseen, ni la energía exacta del
sistema. Por lo tanto, lo que sí se puede medir es los cambios de energía interna que
acompañan los procesos físicos y químicos, definiéndola como la diferencia entre la
energía interna del sistema al término del proceso y la que tenía al principio:

U = U (final) - U ( inicial)

Las unidades de la energía interna, así como otras cantidades termodinámicas, están
compuestas por tres partes; un número, una unidad que da la magnitud del cambio y un
signo que da la dirección. De esta manera queda de manifiesto que la energía que un
sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa:

En una reacción química, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el estado
final, a los productos:
Cuando el contenido de energía de los productos es menor que el de los reactivos, la
energía interna para el proceso es negativo. Esto implica que la energía interna de los
reactivos es mayor que la del producto:

2- ¿Qué es el trabajo?

Usualmente cuando se habla de trabajo, se entiende que debemos utilizar nuestros

músculos gastando una gran cantidad de energía o hacer un cierto esfuerzo para realizar
una tarea. Sin embargo, en términos químicos el trabajo se relaciona con la cantidad de
fuerza por la distancia de esa fuerza:

W=F•d

El trabajo (W) se calcula multiplicando la fuerza (F) ejercida sobre el cuerpo por la
distancia (d) que este recorre.

La unidad de medida en el Sistema Internacional de Unidades es el joule (J) y se define

como el trabajo realizado con la fuerza de 1 newton (N) a lo largo de la distancia de
1 metro.
3- ¿Qué diferencia hay entre el calor y la temperatura?

Durante el verano la temperatura es mucho mayor que en el invierno, por eso se suele
decir que en esta época “tenemos calor”, sin embargo, desde el punto de vista
termodinámico esta idea no es correcta.

Lo anterior se debe, a que el calor (q) es la energía que se transfiere de un sistema a otro
como consecuencia de una diferencia de temperatura, hasta que se alcanza el equilibrio
térmico, es decir, cuando ambos sistemas alcanzan la misma temperatura.
La temperatura, por otro lado, es la medida de la energía cinética de las moléculas de
un sistema. Cuando un sistema recibe calor, aumenta la velocidad con que se mueven
dichas moléculas. A mayor energía cinética mayor será la temperatura, y viceversa.

4- ¿Es posible medir el flujo de calor?

La medición del flujo de calor se llama calorimetría y el aparato que mide el flujo de
calor, se denomina calorímetro. Un ejemplo de un calorímetro es un termo o un
recipiente rodeado de material aislante.
La cantidad de energía que absorbe un cuerpo, depende de su capacidad calorífica (C)
definida como la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura en 1 grado. De
esta manera, mientras mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se necesita
para producir un aumento de la temperatura.

Normalmente, la capacidad calorífica se expresa por mol o por gramo de sustancia, sin
embargo, cuando se expresa por gramo de sustancia se le denomina calor específico (s)
y si se expresa por mol de sustancia, se denomina capacidad calorífica molar (C).

El calor específico de una sustancia se puede determinar experimentalmente midiendo el

cambio de temperatura, que experimenta una masa conocida de la sustancia, cuando gana
o pierde una cantidad específica de calor. Por ende:

A continuación, se muestra el calor específico de diferentes sustancias:

5.- ¿Cómo se relaciona el calor, el trabajo y la energía?

Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno, en dos formas generales,
como calor y como trabajo. La energía interna de un sistema cambia cuando se realiza
transferencia térmica en forma de calor o trabajo. Así, la relación entre el cambio de
energía interna, calor y trabajo, está dada por la siguiente expresión, que corresponde a
la primera ley de la termodinámica:

ΔU=q•w

De esto, se puede decir que:

- Cuando se transfiere calor del entorno al sistema, el calor tiene signo positivo;

- Cuando se transfiere calor del sistema al entorno, el calor tiene un valor negativo;

-Cuando el entorno efectúa trabajo sobre el sistema, el trabajo tiene un valor positivo;

- y, cuando el sistema efectúa trabajo sobre el entorno, el trabajo tiene un valor negativo.

A continuación, se representa lo antes mencionado:

Cuando el calor absorbido por el sistema y el trabajo efectuado sobre el sistema son
cantidades positivas, contribuyen a aumentar el cambio de energía interna del sistema.

Cuando un sistema absorbe energía, es decir, aumenta la energía interna, significa que el
entorno realiza trabajo sobre el sistema y se transfiere energía hacia el sistema en forma
de calor, proceso conocido como endotérmico. Por otra parte, cuando el sistema ejerce
trabajo sobre el entorno y entrega calor, el proceso habrá liberado energía al entorno,
convirtiéndose en un proceso exotérmico, como muestra el siguiente esquema:
LA TERMODINÁMICA
es la rama de la física que describe los estados de equilibrio termodinámicoa nivel
macroscópico. El Diccionario de la lengua española de la Real Academia, por su parte,
define la termodinámica como la rama de la física encargada del estudio de la interacción
entre el calor y otras manifestaciones de la energía.1 Constituye una teoría
fenomenológica, a partir de razonamientos deductivos, que estudia sistemas reales,
sin modelizar y sigue un método experimental.2 Los estados de equilibrio se estudian y
definen por medio de magnitudes extensivas tales como la energía interna, la entropía,
el volumen o la composición molar del sistema,3 o por medio de magnitudes no-
extensivas derivadas de las anteriores como la temperatura, presión y el potencial
químico; otras magnitudes, tales como la imanación, la fuerza electromotriz y las
asociadas con la mecánica de los medios continuos en general también pueden tratarse
por medio de la termodinámica.4
La termodinámica ofrece un aparato formal aplicable únicamente a estados de equilibrio,5
definidos como aquel estado hacia «el que todo sistema tiende a evolucionar y
caracterizado porque en el mismo todas las propiedades del sistema quedan determinadas
por factores intrínsecos y no por influencias externas previamente aplicadas».3 Tales
estados terminales de equilibrio son, por definición, independientes del tiempo, y todo el
aparato formal de la termodinámica –todas las leyes y variables termodinámicas– se
definen de tal modo que podría decirse que un sistema está en equilibrio si sus
propiedades pueden describirse consistentemente empleando la teoría termodinámica.3
Los estados de equilibrio son necesariamente coherentes con los contornos del sistema y
las restricciones a las que esté sometido. Por medio de los cambios producidos en estas
restricciones (esto es, al retirar limitaciones tales como impedir la expansión del volumen
del sistema, impedir el flujo de calor, etc.), el sistema tenderá a evolucionar de un estado
de equilibrio a otro;6 comparando ambos estados de equilibrio, la termodinámica permite
estudiar los procesos de intercambio de masa y energía térmica entre sistemas térmicos
diferentes.
Como ciencia fenomenológica, la termodinámica no se ocupa de ofrecer una
interpretación física de sus magnitudes. La primera de ellas, la energía interna, se acepta
como una manifestación macroscópica de las leyes de conservación de la energía a nivel
microscópico, que permite caracterizar el estado energético del sistema macroscópico.7
El punto de partida para la mayor parte de las consideraciones termodinámicas son los
que postulan que la energía puede ser intercambiada entre sistemas en forma
de calor o trabajo, y que solo puede hacerse de una determinada manera. También se
introduce una magnitud llamada entropía,8 que se define como aquella función extensiva
de la energía interna, el volumen y la composición molar que toma valores máximos en
equilibrio: el principio de maximización de la entropía define el sentido en el que el
sistema evoluciona de un estado de equilibrio a otro.9 Es la mecánica estadística,
íntimamente relacionada con la termodinámica, la que ofrece una interpretación física de
ambas magnitudes: la energía interna se identifica con la suma de las energías
individuales de los átomos y moléculas del sistema, y la entropía mide el grado de orden y
el estado dinámico de los sistemas, y tiene una conexión muy fuerte con la teoría de
información.10 En la termodinámica se estudian y clasifican las interacciones entre
diversos sistemas, lo que lleva a definir conceptos como sistema termodinámico y su
contorno. Un sistema termodinámico se caracteriza por sus propiedades, relacionadas
entre sí mediante las ecuaciones de estado. Estas se pueden combinar para expresar la
energía interna y los potenciales termodinámicos, útiles para determinar las condiciones
de equilibrio entre sistemas y los procesos espontáneos.
Con estas herramientas, la termodinámica describe cómo los sistemas reaccionan a los
cambios en su entorno. Esto se puede aplicar a una amplia variedad de ramas de
la ciencia y de la ingeniería, tales como motores, cambios de fase, reacciones
químicas, fenómenos de transporte, e incluso agujeros negros.
Volumen de control
En mecánica de continuidad y termodinámica, un volumen de control es una abstracción
matemática empleada en el proceso de creación de modelos matemáticos de procesos
físicos. En un marco de referencia inercial, es un volumen fijo en el espacio o en
movimiento con una velocidad de flujo constante a través del cual fluye el continuo
(gas, líquido o sólido). La superficie que encierra el volumen de control se conoce como
la superficie de control.1
En estado estable, un volumen de control puede considerarse como un volumen arbitrario
en el que la masa del continuo permanece constante. Cuando un continuo se mueve a
través del volumen de control, la masa que ingresa al volumen de control es igual a la
masa que sale del volumen de control. En estado estable, y en ausencia de trabajo y
transferencia de calor, la energía dentro del volumen de control permanece constante. Es
análogo al concepto de mecánica clásica del diagrama de cuerpo libre.

1 Refrigerador
Un refrigerador es un dispositivo que extrae calor de un foco que está más frío que el
ambiente (como el interior de un frigorífico, a 5°C) y lo vierte en el ambiente (a 22°C,
por ejemplo). Para funcionar, un refrigerador requiere un trabajo adicional Win, que
aumenta el calor de desecho Qout que se entrega al ambiente.

Un frigorífico o un aparato de aire acondicionado son ejemplos de refrigeradores. En su

uso habitual, lo que hacen los refrigeradores y aparatos de aire acondicionado es
principalmente, mantener constante la temperatura del interior de una cámara o
habitación, expulsado de forma continua el calor que va entrando por las paredes (aparte,
si se introduce un objeto caliente en un frigorífico, éste se encarga de bajar la temperatura
del objeto, consumiendo un trabajo adicional).

Ambos operan sobre el mismo principio. Un compresor eleva la temperatura del fluido
de trabajo a base de realizar trabajo sobre él. El fluido, a temperatura superior a la
ambiente, es puesto en contacto con éste en un condensador (una rejilla,p.ej.), liberando
calor Qout. El fluido enfriado, pasa por una válvula de expansión, donde su temperatura
cae por debajo de la del foco frío. Puesto en contacto con este foco (la cámara frigorífica
o la habitación) mediante otra rejilla conocida como evaporador, absorbe calor de
éste, Qin. De ahí vuelve al compresor, recomenzando el ciclo.

Para los refrigeradores se define el coeficiente de desempeño (COPR) según el mismo

principio que para las máquinas térmicas siendo “lo que se saca” el calor Qin que se extrae
del foco frío y “lo que cuesta” el trabajo Win necesario para ello

A diferencia del rendimiento de una máquina térmica, el coeficiente de desempeño puede

ser mayor que la unidad (normalmente lo es, de hecho).

Dado que refrigeradores y bombas de calor operan en ciclos, el coeficiente de desempeño

puede definirse en términos de los flujos de calor y trabajo

donde cada flujo se calcula dividiendo el calor o trabajo intercambiados en un ciclo

dividido por el periodo de éste.

En el diseño de refrigeradores se suele usar como unidad la frigoría (fg), definida como
1 kcal (= 4186 J) de calor extraído. También, como unidad de potencia, se usa la
frigoría/hora (fg/h), llamada erróneamente como frigoría a secas, que nos da el flujo de
calor extraído.
2.2 Refrigerador
Artículo completo: Refrigerador

Un refrigerador es un dispositivo que extrae calor de un foco que está más frío que el
ambiente (como el interior de un frigorífico, a 5°C) y lo vierte en el ambiente (a 22°C,
por ejemplo). Para funcionar, un refrigerador requiere un trabajo adicional | W | , que
aumenta el calor de desecho | Qc |que se entrega al ambiente.
Un frigorífico o un aparato de aire acondicionado son ejemplos de refrigeradores. Ambos
operan sobre el mismo principio. Un compresor eleva la temperatura del fluido de trabajo
a base de realizar trabajo sobre él. El fluido, a temperatura superior a la ambiente, es
puesto en contacto con éste mediante un intercambiador (una rejilla,p.ej.), liberando
calor | Qc | . El fluido enfriado, pasa por una válvula de expansión, donde su temperatura
cae por debajo de la del foco frío. Puesto en contacto con este foco (la cámara frigorífica
o la habitación), absorbe calor de éste. De ahí vuelve al compresor, recomenzando el
ciclo.
Para los refrigeradores se define el coeficiente de desempeño (COPR) según el mismo
principio que para las máquinas térmicas siendo “lo que se saca” el calor | Qf | que se
extrae del foco frío y “lo que cuesta” el trabajo | W | necesario para ello

A diferencia del rendimiento de una máquina térmica, el coeficiente de desempeño puede

ser mayor que la unidad (normalmente lo es, de hecho).

2.3 Bomba de calor

Artículo completo: Bomba de calor
Una bomba de calor es lo mismo que un refrigerador, salvo que se emplea para pasar
calor del ambiente a un foco más caliente, como una habitación, para caldearla. En este
caso “lo que se saca” es el calor | Qc | , por lo que el coeficiente de desempeño de una
bomba de calor se define como
De esta definición se tiene que el coeficiente de desempeño de una bomba de calor y del
refrigerador correspondiente se diferencian en 1.

y por tanto el coeficiente de desempeño de una bomba de calor es como mínimo 1. Un

valor de 1 quiere decir que no se extrae ningún calor del foco frío, sino que simplemente
se transforma trabajo en calor. Esto es lo que hace, por ejemplo, una estufa de resistencia.

Para una bomba de calor real el COP puede ser de 4. Esto quiere decir que para aportar
4 J de calor a una habitación solo consume 1 J de energía eléctrica (mientras que una
estufa consumiría los 4 J). Las bombas de calor son por tanto más eficientes como sistema
de calefacción, pero requieren instalaciones más grandes y poseen problemas de
funcionamiento si la temperatura exterior es demasiado baja.

Funcionamiento[editar]

Ejemplo de etiquetado energético de la UE para un refrigerador.

La función de una máquina de refrigeración es tomar el calor del interior del refrigerador
y expulsarla al exterior, empleando una fuente de energía externa para mantener el
proceso. Un refrigerador es una bomba de calor, impulsada generalmente por un motor
eléctrico. Es asimismo posible emplear sales eutécticas o absorción.
Para que la eficiencia sea mayor, la diferencia de temperatura entre el condensador, (que
contiene el calor absorbido por el refrigerante en el evaporador) y el aire ambiente debe
ser máxima, ya que es en este lugar donde el calor sale del aparato. Por este motivo son
más eficientes en invierno que en verano y en cualquier época, su consumo es menor si
se sitúa en un lugar fresco. Asimismo debe procurarse que el intercambiador de calor
externo (o condensador), que suele estar en la parte trasera del aparato, tenga una buena
ventilación.
También son más eficientes y, por lo tanto consumen menos, los aparatos que disponen
de dos compresores, uno para cada compartimento (refrigeración y congelación).
Efectivamente, si se está abriendo constantemente la puerta del refrigerador (mientras se
prepara la comida), se pondrá en marcha solamente uno de los dos compresores, sin añadir
frío, que no hace falta, al compartimento congelador.

Se llama estufa al aparato que produce calor y lo emite para calentar uno o varios
ambientes. La diferencia fundamental entre el hogar abierto y la estufa, es que esta
confina dentro el fuego para proteger a los usuarios de contactos accidentales; además
permite un control de la potencia mucho mejor que en el hogar abierto, mediante la
regulación del caudal de entrada de aire para la combustión y require menos aire exterior
para la evacuación de los humos. En general, es un sistema de calentamiento unitario o
local, que solamente sirve para el local donde está.
Por extensión se conoce con el nombre de estufa, cualquier aparato de invención posterior
que produce calor y que sirve para calentar, y en algunos países para cocinar. Funciona
tradicionalmente por medio de la combustión, pero modernamente se ha dado en llamar
con el mismo nombre a las que funcionan por electricidad (por efecto Joule).

DEFINICIÓN DEESTUFA

De acuerdo a la región, la idea de estufa puede aludir a dos objetos diferentes. En algunos
países, se llama estufa al aparato que se emplea para calefaccionar un
ambiente mediante la combustión o con energía eléctrica. En otras naciones, en cambio,
una estufa es un dispositivo que sirve para cocinar.
Una estufa, por lo tanto, puede ser un calefactor. En este caso, se trata de un dispositivo
que produce y emite calor. Las estufas son muy importantes cuando las temperaturas son
bajas, ya que ayudan a calentar una casa, un local comercial, una oficina u otro espacio
cerrado.
Existen distintas clases de estufa. Entre las más populares se encuentran las estufas de
gas, que producen el calor a través de la combustión de butano u otro gas. Las estufas
eléctricas, por su parte, suelen contar con un radiador que recurre a la energía
eléctrica para generar calor, que luego es transmitido por convección o radiación.
Como elemento de cocina, la estufa también apela a la combustión o a
la electricidad para producir el calor que se necesita para la cocción de los alimentos.
Estas estufas suelen tener un horno, un asador y varias hornallas, hornillas, hornillos o
quemadores.
Según en qué sector del aparato se ubican los alimentos, y qué utensilios y productos se
emplean, las estufas sirven para cocer, freír, fundir, asar o hervir. Por lo general se
necesitan sartenes, ollas y otros objetos para cocinar la comida.
Con ambos tipos de estufa, es necesario tomar precauciones para evitar accidentes. Al
generar calor y trabajar con fuego, las estufas pueden provocar lesiones o hasta
causar incendios.
La estufa, en cualquiera de sus dos acepciones, es un objeto que hoy en día puede parecer
imprescindible para casi todos los seres humanos, pero que no deja de ser un «lujo» propio
de la época en la que vivimos. Nuestros antepasados más lejanos no contaban con este
tipo de herramientas para volver el día a día más fácil, por lo cual debían abrigarse y
preparar sus alimentos de formas más rudimentarias, aunque no necesariamente peores.
Si pensamos que en un principio nuestra raza no necesitaba recurrir a los abrigos
artificiales para soportar el frío ya que contaba con la suficiente cantidad de vello
corporal para hacer frente a los meses de invierno con el cuerpo desnudo, no cabe duda
de que en este sentido hemos dado un paso hacia atrás. Los seres humanos nos preciamos
de haber evolucionado muy por encima de las demás especies, pero somos los únicos que
no pueden sobrevivir sin ropa y que no cuentan con garras o dientes para cazar de forma
natural.
La estufa para cocinar es otro artículo común en la actualidad que en su momento no
existía y no por eso los seres humanos antiguos pasaban hambre. Incluso antes del
descubrimiento del fuego podían alimentarse perfectamente, como lo hacen en la
actualidad todos los animales e incluso algunas personas que prefieren prescindir de
la cocción.
Todo esto nos lleva a pensar en qué habría pasado si nos hubiéramos mantenido más cerca
de nuestra propia naturaleza, si no hubiéramos sentido la tentación de manipularlo todo
a nuestro alrededor al punto de llegar a depender de nuestras creaciones para sobrevivir.
Por otro lado, también podemos pensar en lo contradictorio y alarmante que resulta que
tantas personas pobres no tengan acceso a una casa, lo cual anula también la posibilidad
de contar con una estufa para cocinar o una para calentarse las manos. Si en la actualidad
consideramos estos artículos indispensables para la vida, ¿cómo se explica que la gente
con poder ignore el sufrimiento de tantas personas?
DEFINICIÓN SIGUIENTE →
Fórmulas para conversión entre unidades de temperatura
Kelvin

de Kelvin a Kelvin

Celsius °C = K – 273.15 K = °C + 273.15

Fahrenheit °F = ( 9/5 K ) – 459.67 K = 5/9 ( °F + 459.67 )

Rankine °R = 9/5 K K = 5/9 °R

Celsius

de Celsius a Celsius

Fahrenheit °F = ( 9/5 °C ) + 32 °C = 5/9 ( °F – 32)

Kelvin K = °C + 273.15 °C = K – 273.15

Rankine °R = 9/5 ( °C + 273.15 ) °C = 5/9 ( °R – 491.67 )

Fahrenheit

de Fahrenheit a Fahrenheit

Celsius °C = 5/9 ( °F – 32) °F = ( 9/5 °C ) + 32

Kelvin K = 5/9 ( °F + 459.67 ) °F = ( 9/5 K ) – 459.67

Rankine °R = °F + 459.67 °F = °R – 459.67

Rankine

de Rankine a Rankine
Celsius °C = 5/9 ( °R – 491.67 ) °R = 9/5 ( °C + 273.15 )

Fahrenheit °F = ( 9/5 K ) – 459.67 °R = °F + 459.67

Kelvin K = 5/9 °R °R = 9/5 K

Calor sensible es la energía calorífica que suministrada a un cuerpo o un objeto,

hace que aumente su temperatura sin afectar su estructura molecular y por lo tanto
su Fase. En general, se ha observado experimentalmente que la cantidad de calor
necesaria para calentar o enfriar un cuerpo es directamente proporcional a la masa del
cuerpo y a la diferencia de temperaturas. La constante de proporcionalidad recibe el
nombre de calor específico. Para aumentar la temperatura de un cuerpo hace falta
aplicarle una cierta cantidad de calor (energía). La cantidad de calor aplicada en relación
con la diferencia de temperatura que se logre depende del calor específico del cuerpo, que
es distinto para cada sustancia.
El nombre proviene de la oposición a calor latente que se refiere al calor "escondido", es
decir que se suministra pero no "se percibe" un aumento de temperatura como en el
cambio de fase de hielo a agua líquida y de ésta a vapor. El calor sensible sí se percibe,
puesto que aumenta la temperatura de la sustancia, haciendo que se perciba como "más
caliente", o por el contrario, si se le resta calor, se percibe como "más fría".
El calor sensible se puede calcular en algunos casos simples:

 Si el proceso se efectúa a presión constante:

En donde H es la entalpía del sistema, m es la masa del cuerpo, es el calor

específico a presión constante (definido como la cantidad de calor requerida para
aumentar en un grado la temperatura de la unidad de masa de un cuerpo a presión

constante), es la temperatura final y es la temperatura inicial del cuerpo.

 Si el proceso se efectúa a volumen constante:

En donde U representa la energía interna del sistema, n son las moles de la

sustancia y es el calor específico a volumen constante. Los valores de calor

específico varían también con la temperatura ambiente y el estado físico de
agregación de las sustancias.
 Ejemplos de
Calorespecífico,sensibleylatente

El calor específico, el calor sensible y el calor latente son magnitudes físicas:

El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor que hay que suministrar a una
unidad de masa de esa sustancia para elevar su temperatura en una unidad. Esa cantidad
varía tanto dependiendo de la temperatura en que se encuentra la sustancia antes de
aplicarle el calor. Por ejemplo, es necesaria una caloría para aumentar en un grado el agua
a temperatura ambiente, pero es necesaria sólo 0,5 caloría para aumentar en un grado la
temperatura del hielo a -5 grados. El calor específico también depende de la presión
atmosférica. La misma sustancia a una presión atmosférica menor tiene un menor calor
específico. Los ejemplos que aparecen a continuación son válidos para una temperatura
de 25 grados y a una presión de 1 atmósfera.

El calor sensible es la cantidad de calor que puede recibir un cuerpo sin que se afecte su
estructura molecular. Si no cambia la estructura molecular no cambia el estado (sólido,
líquido, gaseoso). Dado que no cambia la estructura molecular, se observa un cambio de
temperatura, por eso se denomina calor sensible.

El calor latente es la energía (calor) necesario para que una sustancia cambie de fase
(estado). Si el cambio es de sólido a líquido se denomina calor de fusión. Si el cambio es
de líquido a gaseoso se denomina calor de vaporización. Cuando se le aplica calor a una
sustancia que ha llegado a la temperatura en que cambia de estado, es imposible que
aumente la temperatura, sino que simplemente cambia de estado. Por ejemplo, si se
continúa aplicando calor al agua en ebullición, la misma no sobrepasará nunca los 100
°C. Dependiendo de la sustancia, el calor latente puede medirse habitualmente en calorías
por gramo o en kilojoules por kilogramo (KJ).

Ejemplos de calor específico

 Agua (en estado líquido): 1 Caloría por gramo para aumentar 1 °C

 Aluminio: 0.215 caloría por gramo
 Berilio: 0.436 caloría por gramo
 Cadmio: 0.055 caloría por gramo
 Cobre. 0.0924 caloría por gramo
 Glicerina: 0.58 caloría por gramo
 Oro: 0.0308 caloría por gramo
 Hierro: 0.107 caloría por gramo
 Plomo: 0.0305 caloría por gramo
 Silicio: 0.168 caloría por gramo
 Plata: 0.056 caloría por gramo
 Potasio: 0.019 caloría por gramo
 Tolueno: 0.380 caloría por gramo
 Vidrio: 0.2 caloría por gramo
  Mármol: 0.21 caloría por gramo
 Madera: 0.41 caloría por gramo
 Alcohol etílico: 0.58 caloría por gramo
 Mercurio: 0.033 caloría por gramo
 Aceite de oliva: 0.47 caloría por gramo
 Arena: 0.2 caloría por gramo

Tabla con algunos materiales y su calor específico.

Ejemplos de calor sensible

 Aplicar calor al agua que se encuentre entre 1 y 100 °C

 Aplicar calor a estaño que se encuentre a menos de 240 °C
 Aplicar calor a plomo que se encuentre a menos de 340 °C
 Aplicar calor a zinq que se encuentre a menos de 420 °C
 Aplicar calor a aluminio que se encuentre a menos de 620 °C
 Aplicar calor a bronce que se encuentre a menos de 880 °C
 Aplicar calor a níquel que se encuentre a menos de 1450 °C

Ejemplos de calor latente

Agua: calor latente de fusión: 80 calorías por gramo (son necesarias 80 calorías para que
un gramo de hielo a 0 °C se convierta en agua), calor latente de vaporización: 540 calorías
por gramo (son necesarias 540 calorías para que un gramo de agua a 100 °C se convierta
en vapor).

Acero: calor latente de fusión: 50 calorías

Alumino: calor latente de fusión: 85 calorías / 322-394 KJ; calor latente de vaporización:
2300 KJ.

Azufre: calor latente de fusión: 38 KJ; calor latente de vaporización: 326 KJ.

Cobalto: calor latente de fusión: 243 KJ

Cobre: calor latente de fusión: 43 calorías; calor latente de vaporización: 2360 KJ.

Estaño: calor latente de fusión: 14 calorías / 113 KJ

Fenol: calor latente de fusión: 109 KJ

Hierro: calor latente de fusión: 293 KJ; calor latente de vaporización: 2360 KJ.

Magnesio: calor latente de fusión: 72 calorías

Mercurio: calor latente de fusión: 11.73 KJ; calor latente de vaporización: 356.7 KJ.

Niquel: calor latente de fusión: 58 calorías

Plata: calor latente de fusión:109 KJ

Plomo: calor latente de fusión: 6 calorías; calor latente de vaporización: 870 KJ.

Oxígeno: calor latente de fusión: 3.3 calorías

Oro: calor latente de fusión: 67 KJ

Zinc: calor latente de fusión: 28

Fuente: https://www.ejemplos.co/ejemplos-de-calor-especifico-sensible-y-
latente/#ixzz5qaSm96Zt

Sublimación
Diccionario de astronomía, letra S

En química, es el cambio de una sustancia del estado sólido al vapor sin pasar por el
estado líquido.

Algunas de las moléculas de un sólido pueden vibrar muy rápidamente, vencer las fuerzas
de cohesión y escapar como moléculas gaseosas al espacio libre: el sólido se sublima.
Inversamente, al chocar estas moléculas gaseosas contra la superficie del sólido, pueden
quedar retenidas, condensándose el vapor. El equilibrio que tiene lugar cuando la
velocidad de sublimación y la de condensación son iguales se caracteriza por una presión
de vapor que depende de la naturaleza del sólido y de la temperatura.
Los olores característicos de muchas sustancias sólidas, como el yodo, el naftaleno, el
yodoformo y los perfumes sólidos, son debidos a que estas sustancias tienen una presión
de vapor apreciable a temperatura ambiente.

El proceso de sublimación va acompañado necesariamente de una absorción de energía

térmica. La cantidad de energía térmica que se necesita para sublimar a temperatura
constante un kilogramo de sustancia en estado sólido se conoce como energía o calor
latente de sublimación. El calor latente de sublimación de una sustancia es igual a la suma
del calor latente de fusión más el calor latente de vaporización.

Calor latente de fusión

Física Estadística y Termodinámica

Calor y Cambios de estado

temperatura
Calor específico Medida del calor latente de fusión (I)
de un sólido
Equivalente Medida del calor latente de fusión (II)
mecánico
del calor Referencias
Calor de fusión
Calor de
vaporización
En esta página, se describen dos experiencias que nos permiten determinar los calor

Ley del 1. El hielo flota en el agua, la densidad del hielo es menor que la densidad d
enfriamiento diseñar un experimento de medida del calor de fusión del agua.
de Newton 2. El segundo experimento, es el procedimiento de las mezclas, similar al e
Evaporación del específico de un sólido
agua
Calentamiento
periódico
Recinto finito Cambios de estado

Normalmente, una sustancia experimenta un cambio de temperatura cuando absorb

Cero absoluto de
temperatura rodea. Sin embargo, cuando una sustancia cambia de fase absorbe o cede calor sin
Medida de la temperatura. El calor Q que es necesario aportar para que una masa m de cierta susta
presión
atmosférica Q=mL
Oscilaciones de un
globo donde L se denomina calor latente de la sustancia y depende del tipo de cambio de f
Medida de la
presión
de vapor del agua Por ejemplo, para que el agua cambie de sólido (hielo) a líquido, a 0ºC se necesitan
(I) líquido a vapor a 100 ºC se precisan 2260·103 J/kg.
Medida de la
presión En la siguiente tabla, se proporcionan los datos referentes a los cambios de estado d
de vapor del agua
(II) Sustancia T fusión ºC Lf ·103 (J/kg) T ebullición ºC Lv ·103 (J/
Hielo (agua) 0 334 100 2260
Alcohol etílico -114 105 78.3 846
Acetona -94.3 96 56.2 524
Benceno 5.5 127 80.2 396
Aluminio 658.7 322-394 2300 9220
Estaño 231.9 59 2270 3020
Hierro 1530 293 3050 6300
Cobre 1083 214 2360 5410
Mercurio -38.9 11.73 356.7 285
Plomo 327.3 22.5 1750 880
Potasio 64 60.8 760 2080
Sodio 98 113 883 4220

Fuente: Koshkin N. I., Shirkévich M. G.. Manual de Física elemental, Edt. Mir (19

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
ausencia de fuerzas externas un volumen fijo y una forma determinada.

Los átomos y moléculas vibran, alrededor de sus posiciones de equilibrio estable,

medida que se incrementa la temperatura. Llega un momento en el que vencen a las fu
a los átomos en sus posiciones fijas y el sólido se convierte en líquido. Los átomos y
fuerzas de atracción, pero pueden moverse unos respecto de los otros, lo que hac
recipiente que los contiene pero mantengan un volumen constante.

Cuando se incrementa aún más la temperatura, se vencen las fuerzas de atracción qu

y moléculas en el líquido. Las moléculas están alejadas unas de las otras, se pueden
las contiene y solamente interaccionan cuando están muy próximas entre sí, en el m
adopta la forma del recipiente que lo contiene y tiende a ocupar todo el volumen dis

Un ejemplo clásico en el que se utilizan los conceptos de calor específico y calor lat

Determinar el calor que hay que suministrar para convertir 1g de hielo a -20 ºC en
siguientes:

1. Calor específico del hielo ch=2090 J/(kg K)

2. Calor de fusión del hielo Lf=334·103 J/kg
3. Calor específico del agua c=4180 J/(kg K)
4. Calor de vaporización del agua Lv=2260·103 J/kg
Etapas:

1. Se eleva la temperatura de 1g de hielo de -20ºC (253 K) a 0ºC (273 K)

Q1=0.001·2090·(273-253)=41.8 J

2. Se funde el hielo

Q2=0.001·334·103=334 J

3. Se eleva la temperatura del agua de 0º C (273 K) a 100 ºC (373 K)

Q3=0.001·4180·(373-273)=418 J

4. Se convierte 1 g de agua a 100ºC en vapor a la misma temperatura

Q4=0.001·2260·103=2260 J

El calor total Q=Q1+Q2+Q3+Q4=3053.8 J.

Si disponemos de una fuente de calor que suministra una energía a razón consta
duración de cada una de las etapas

En la figura, que no se ha hecho a escala, se muestra cómo se va incrementando la te

calor al sistema. La vaporización del agua requiere de gran cantidad de calor como
en los cálculos realizados en el ejemplo.

La figura de abajo, está hecha a escala con el programa Excel de Microsoft, tomand

Calor, Q Temperatura, T
0 -20
41.8 0
375.8 0
793.8 100
3053.8 100

Medida del calor latente de fusión

Se llena un termo con hielo y se cierra. A través de

vidrio de pequeña sección S y dos cables que conect
circula una corriente eléctrica que calienta el hielo p

Se añade agua a través del tubo para rellenar la botel

En la parte izquierda de la figura, se muestra la situa

la situación al cabo de un cierto tiempo t después
batería.

La resistencia eléctrica calienta el hielo, se funde y e

como consecuencia, pasa agua del tubo de vidrio al
altura del agua en el tubo vertical graduado.
El experimento consiste en medir la energía necesaria para reducir el volumen del sist
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

M= ρh·V0

Al cabo de un cierto tiempo t, una masa Δm de hielo se ha convertido en agu

volumen V del sistema disminuye

La variación de volumen, en valor absoluto, es

Para fundir una masa Δm de hielo y convertirla en agua se necesita una cantidad de

Q=Lf·Δm

donde Lf es el calor latente de fusión

Al disminuir el volumen del sistema, el agua del tubo vertical entra en el termo, dism

Podemos medir el calor Q que suministra la resistencia eléctrica en el tiempo t.

Q=i2·R·t

Medimos la variación de la altura Δh de agua en el tubo de vidrio vertical y despejam

Ejemplo:

 La sección del tubo vertical vale S=0.1782 cm2

 La densidad del hielo ρh=0.917 g/cm3
 La densidad del agua ρa=1.0 g/cm3

Se precisan Q=13140 J para que el nivel de agua en el tubo vertical disminuya Δh=2
 Actividades

Se ha fijado

 La sección del tubo vertical vale S=0.1782 cm2

 La densidad del hielo ρh=0.917 g/cm3
 La densidad del agua ρa=1.0 g/cm3

Se introduce

 La potencia P=i2R W, actuando en la barra de desplazamiento titulada Pote

Se pulsa el botón titulado Empieza

Se observa que a medida que se va fundiendo el hielo y convirtiéndose en agua en

nivel de agua en el tubo vertical de vidrio.

En la parte derecha del applet, hay un contador de la energía disipada por la resisten

Medida del calor latente de fusión

Se introduce una masa m de hielo a un calorímetro con agua a una

temperatura T ligeramente por encima de la temperatura ambiente Ta y se agita la
mezcla hasta que el hielo se funde completamente. Se elige la masa m del hielo de
modo que la temperatura Te de equilibrio esté ligeramente por debajo de la
temperatura ambiente, es decir, de modo que T-Ta≈T-Te.
De este modo, el calor cedido al ambiente en la primera etapa de la experiencia se
compensa con el calor ganado en la segunda etapa.

En la experiencia que se describe a continuación, se emplea el procedimiento de las

mezclas pero no se tiene en cuenta las pérdidas o ganancias de calor entre el
calorímetro y el medio ambiente.
Una masa ma de agua a la temperatura inicial Ta se mezcla con una masa mh de hielo
a 0º C en un calorímetro. La mezcla de agua y hielo se agita hasta que se alcanza una
temperatura final de equilibrio Te.

Pueden ocurrir dos casos

1. Se funde una parte m de la masa inicial mh de hielo, quedando una mezcla

formada por hielo (mh-m) y agua (ma+m) a la temperatura final de Te=0ºC.

 El calor absorbido por el hielo es Q1=m·Lf

 El calor cedido por el agua es Q2=ma·c·(0-Ta)

Si el calorímetro está perfectamente aislado, no pierde ni gana calor, se cumplirá que

Q1+Q2=0

(1)

2. Si se funde todo el hielo, el estado final es una masa (mh+ma) de agua a la

temperatura final Te>0.
Ahora hemos que tener en cuenta que la masa mh de hielo se convierte en agua y a
continuación, eleva su temperatura de 0ºC a Te. Por otra parte, el calorímetro (su masa
equivalente en agua k) eleva su temperatura de 0º C a Te.

 El calor absorbido por el hielo es Q1=mh·Lf+ mh·c·(Te-0)

 Calor absorbido por el calorímetro Q2= k·c·(Te-0)
 El calor cedido por el agua es Q3=ma·c·(Te-Ta)

Si el calorímetro está perfectamente aislado, no pierde ni gana calor, se cumplirá que

Q1+Q2+ Q3=0

(2)

En la página “calor específico de un sólido”, ya se ha explicado el significado de masa

equivalente k en agua del calorímetro.

Actividades
1. Medida del equivalente en agua del calorímetro

Introducimos los siguientes datos:

 Masa M de agua en gramos en el calorímetro,

 Temperatura T0 inicial del calorímetro
 Masa m de agua en gramos en una probeta
 Temperatura T del agua

Se pulsa el botón titulado Preparar, los termómetros y las escalas graduadas de

medida del volumen de agua reflejan los datos introducidos.
Si estamos conformes, se pulsa el botón titulado Calcular. La masa m de agua se
vierte en el calorímetro y en el termómetro podemos leer la temperatura final de
equilibrio Te.

Ejemplo:

 Sea M=170 g, T0=92.7 ºC

 Sea m=170 g, y T=2.7 ºC
 La temperatura de equilibrio es Te=54.2ºC

El equivalente en agua del calorímetro será

2. Medida del calor de fusión

Introducimos los siguientes datos:

 Masa mh de hielo en gramos en el calorímetro,

 Temperatura inicial del hielo se fija en 0ºC
 Masa ma del agua en gramos
 Temperatura Ta del agua

Se pulsa el botón titulado Preparar.

Si estamos conformes, se pulsa el botón titulado Calcular. El agua se vierte en el

calorímetro y en el termómetro podemos leer la temperatura final de equilibrio Te.

En el caso de que solamente una parte del hielo se fundiese, la temperatura final
sería Te=0ºC. Se podría extraer el hielo del calorímetro, y pesarlo en una balanza.
Conocida la masa mde hielo se determinaría el calor de fusión mediante la fórmula
(1). Cuando se produzca esta situación, se incrementa la masa de agua o su
 temperatura o ambas cosas a la vez, hasta conseguir que todo el hielo del calorímetro
se funda.

Ejemplo:

 Hielo: mh=128 g,
 Agua, ma=170 g, y Ta=80ºC
 Se funde todo el hielo y la temperatura final de equilibrio es Te=9.5 ºC
 La masa equivalente en agua del calorímetro la hemos calculada en el apartado
anterior k=57.4 g

SUSTANCIA PURA

Es toda sustancia que tiene su composición química homogénea e invariante

Ejemplo: el agua, el nitrógeno, el oxígeno, el amoníaco y muchos mas.
La sustancia pura puede presentarse en distintas fases: sólido, líquido y gaseosa.
Dependiendo de los valores de presión y temperatura una sustancia puede estar como
sólido, líquido o vapor o presentarse en dos o tres fases a la vez.

CAMBIOS DE FASE

Existen en la naturaleza muchas situaciones en que dos fases de una sustancia pura
coexisten en equilibrio. El agua existe como líquido y vapor dentro de una olla de presión.
El agua sólida o hielo a la temperatura y presión normales del ambiente comienza su
proceso de condensación. A pesar de que todas las fases de las sustancias son importantes,
solo se estudiarán las fases líquido y vapor y su mezcla.
En el estudio de la sustancia pura se toma como ejemplo el agua por ser una sustancia
muy familiar.

TEMPERATURA DE SATURACIÓN Y PRESIÓN DE SATURACIÓN

La temperatura y presión de saturación son aquellas en donde ocurre la ebullición de

una sustancia pura. Para una presión de saturación existe un único valor de temperatura
de saturación y viceversa. Para el agua, a una presión de 101.35 kPa la temperatura de
saturación es 100ºC. En sentido inverso, a una temperatura de 100ºC la presión de
saturación es 101.35 kPa. La gráfica de Psat contra Tsat da una curva característica para
cada sustancia pura y se conoce como curva de saturación de líquido-vapor. Figura 1.27.
Fig. 1.27 Curva de saturación líquido-vapor de una sustancia pura (los valores numéricos
corresponden al agua).

En la Figura 1.27 se puede observar que la temperatura de saturación aumenta con un

incremento de la presión. Cuando se cocina, las temperaturas de ebullición más altas
implican tiempos de cocción más cortos y ahorros de energía. Por ejemplo, cuando se
cocina en una olla de presión la temperatura de ebullición es superior a los 100ºC ya que
la presión que se consigue en una olla de presión es superior a los 101.35 kPa. En aquellos
sitios que se encuentran por encima del nivel del mar, la presión atmosférica disminuye
en la medida que se asciende así como la temperatura de saturación por lo que el tiempo
de cocción en estos sitios es mayor.

DIAGRAMAS DE ESTADO Y DIAGRAMA DE FASE

Los diagramas de estado permiten representar los distintos cambios de estado que
experimentan las sustancias. Estos son los diagramas P-v y T-v. El diagrama de fase
únicamente representa las tres fases para cualquier sustancia. Este es el diagrama P-T.

Diagrama T-v

El diagrama T-v se obtiene de la proyección de la superficie PvT (Figura 1.28) en el plano

T-v. La proyección resultante sobre un plano paralelo a los ejes T-v se muestra en la
Figura 1.29. En este diagrama tanto las regiones de una y dos fases aparecen como áreas.
Fig. 1.28 Superficie P-v-T de una sustancia que se expande al congelarse (como el agua).

Es común que dos fases estén en equilibrio, pero en algunas condiciones las tres fases de
una sustancia pura coexisten en equilibrio. En los diagramas P-v o P-T, estos estados de
fase triple forman la línea triple. Los estados de una sustancia sobre la línea triple tienen
la misma presión y temperatura, pero diferentes volúmenes específicos. La línea triple
aparece como un punto sobre los diagramas P-T y, por tanto, suele denominarse punto
triple.

Fig. 1.29 Figura T-v de una sustancia pura.

Los estados de líquido saturado en la Figura 1.29 pueden conectarse mediante una
línea, línea de líquido saturado, y los estados de vapor saturado en la misma figura
pueden conectarse mediante la línea de vapor saturado. Estas dos líneas se alcanzan en el
punto crítico, formado un domo como muestra la Figura 1.29. El punto crítico se define
como el punto al cual los estados de líquido saturado y de vapor saturado son idénticos.
La temperatura, la presión y el volumen específico de una sustancia en el punto crítico se
denominan, temperatura crítica Tcr , presión crítica Pcr y volumen específico crítico vcr.
Las propiedades del punto crítico del agua son Pcr=22.09 Mpa, Tcr=374.14 ºC y
vcr=0.003155 m3/kg.

Diagrama P-v

El diagrama P-v se obtiene de la proyección de la superficie P-v-T (Figura 1.28) en el

plano P-v (Figura 1.30). La forma general del diagrama P-v de una sustancia pura es
similar al diagrama T-v, pero las líneas de T=constante sobre este diagrama presentan una
tendencia hacia abajo, como muestra la Figura 1.30.
Tanto en el diagrama T-v como en el diagrama P-v las regiones de una y dos fases
aparecen como áreas. La línea de líquido saturado representa los estados de la sustancia
tales que cualquier adición infinitesimal de energía a la sustancia a presión constante
cambiará una pequeña fracción de líquido en vapor. De modo semejante, al sustraer
energía de la sustancia en cualquier estado que cae dentro de la línea de vapor saturado
origina una condensación del vapor, mientras que la adición de energía sobrecalienta al
vapor. La región de dos fases, que se denomina líquido y vapor saturados y que queda
entre las líneas de líquido saturado y vapor saturado, generalmente se llama región
húmeda o bóveda húmeda.

Fig. 1.30 Diagrama P-v de una sustancia pura.

Diagrama P-T

La Figura 1.31 muestra el diagrama P-T de una sustancia pura, llamado diagrama de fase
puesto que las tres fases se separan entre sí mediante tres líneas.

Fig. 1.31 Diagrama P-T de sustancias puras.

Resulta de la proyección de la superficie PvT de una sustancia sobre el plano P-T. La

línea de sublimación separa las regiones sólida y de vapor, la línea de vaporización divide
las regiones líquida y de vapor, y la línea de fusión separa las regiones sólida y líquida.
Estas tres líneas convergen en el punto triple, donde las tres fases coexisten en equilibrio.
La línea de vaporización finaliza en el punto crítico porque no se pueden distinguir las
fases líquida y de vapor arriba del punto crítico. Las sustancias que se expanden y
contraen al congelarse difieren solo en la línea de fusión en el diagrama P-T.

LA SUPERFICIE P-v-T

Desde el punto de vista matemático, cualquier ecuación con dos variables

independientes en la forma z=z(x,y) representa en un espacio tridimensional una
superficie rectangular, por tanto, es posible representar el comportamiento P-v-T de una
sustancia como una superficie en el espacio, como muestra la Figura 1.28. Todos los
puntos sobre la superficie representan estados de equilibrio. La totalidad de los estados a
lo largo de la trayectoria de un proceso yacen sobre la superficie P-v-T, puesto que tal
proceso debe pasar por estados de equilibrio. Las regiones de una fase aparecen como
superficies curvas sobre la superficie P-v-T, y las regiones de dos fases como superficies
perpendiculares al plano P-T. Era de esperarse puesto que las proyecciones de las regiones
de dos fases sobre el plano P-T son líneas. Todos los diagramas bidimensionales vistos
hasta ahora, sólo son proyecciones de esta superficie tridimensional sobre los planos
apropiados.

TABLAS DE PROPIEDADES DE SUSTANCIAS PURAS

Para la mayoría de las sustancias las relaciones entre las propiedades termodinámicas
son demasiado complejas, como para expresarse por medio de ecuaciones simples. Por
tanto, las propiedades se presentan en la forma de tablas. Algunas propiedades
termodinámicas pueden medirse con finalidad pero con otras no es posible hacerlo de
manera directa y se calculan mediante las relaciones que las vinculan con propiedades
medibles. Los resultados de estas mediciones y los cálculos se presentan en tablas con un
formato conveniente. En el siguiente análisis, se utilizarán tablas de vapor, para mostrar
el uso de tablas con propiedades termodinámicas. Las tablas de propiedades de otras
sustancias se utilizan de la misma manera. Para cada sustancia, las propiedades
termodinámicas se listan en más de una tabla. Se prepara una tabla para cada región, como
las de vapor sobrecalentado, líquido comprimido y saturada (región húmeda).

a) Líquido Saturado y Vapor Saturado: Tablas de Saturación

El subíndice f se emplea para denotar propiedades de un líquido saturado y el subíndice

g, para las propiedades de vapor saturado. Otro subíndice utilizado es fg, el cual denota
la diferencia entre los valores de vapor saturado y líquido saturado de la misma propiedad.
Figura 1.29 y 1.30. Ejm,
vf : volumen específico del líquido saturado
vg : volumen específico del vapor saturado
vfg : diferencia entre vg y vf

b) Mezcla Saturada de Líquido-Vapor

En el proceso de evaporación, una sustancia pasa de su condición de líquido saturado

a vapor saturado por lo que la sustancia existe como parte líquida y como parte vapor.
Esto es, es una mezcla de líquido y vapor saturados. Figura 1.29 y 1.30. Para analizar
esta mezcla de manera apropiada, es necesario conocer las proporciones de las fases
líquida y de vapor en la mezcla. Esto se obtiene al definir una propiedad llamada la calidad
x como la razón entre la masa de vapor y la masa total de la mezcla

donde
La calidad tiene importancia sólo dentro de la campana. No tiene significado en las
regiones de líquido comprimido o vapor sobrecalentado. Su valor se encuentra entre 0 y
1 . Para calcular las propiedades de la sustancia dentro de la región líquido-vapor, se debe
conocer el porcentaje de vapor saturado presente en la mezcla líquido-vapor es decir, el
valor de la calidad.
En una mezcla saturada de líquido-vapor, el volumen ocupado por la mezcla se puede
expresar como:

como

sustituyendo en 1.49 se puede escribir la siguiente expresión:

dividiendo por la masa:

Observe que la relación m g /m representa el porcentaje en masa de vapor saturado en

la mezcla y es lo que se conoce como calidad, mientras que la relación m f /m representa
el porcentaje en masa de líquido saturado en la mezcla y se denomina humedad,
pudiéndose expresar como (1-x).
Así, la expresión 1.51 para el volumen específico de la mezcla saturada líquido-vapor,
queda de la siguiente forma:

La ecuación 1.53 se puede generalizar para calcular cualquier propiedad específica

dentro de la región líquido-vapor:

c) Vapor sobrecalentado

El vapor sobrecalentado se encuentra en la región derecha de la línea de vapor

saturado. Figura 1.29 y 1.30. Como la región de sobrecalentamiento es de una sola fase,
se necesitan dos propiedades intensivas par fijar o definir el estado de equilibrio. Las
tablas de vapor sobrecalentado presentan el volumen específico y otras propiedades
específicas como función de la presión y la temperatura.

d) Líquido subenfriado o comprimido

El líquido comprimido se encuentra en la región izquierda de la línea de líquido

saturado. Figura 1.29 y 1.30. 0La literatura no ofrece gran cantidad de datos en forma de
tablas para los líquidos comprimidos o subenfriados. La variación de las propiedades del
líquido comprimido debido a la presión es muy ligera, mientras que con la temperatura
muestran mayor dependencia. En la mayoría de los casos, cuando no se dispone de tablas
de líquido comprimido para una sustancia pura, los datos sobre el líquido comprimido se
pueden aproximar bastante al usar valores de las propiedades del estado líquido saturado
a la temperatura dada. Esto implica que los datos del líquido comprimido dependen más
de la temperatura que de la presión.
 Liquido Comprimido Liquido Mezcla Liquido
Vapor Vapor Vapor
o
Subenfriado Saturado
Saturado Sobrecalentado

Cambio de fase líquida a fase vapor, a presión constante, de una sustancia pura

REPRESENTACIONES DE Pv Y DE PT

Los diagramas del proceso son una ayuda importante en la resolución de problemas.
En la Figura 1.32 se muestran las gráficas para cuatro procesos diferentes en los
diagramas Pv y PT
a. Vapor sobrecalentado se enfría a presión constante hasta que empiece a formarse
líquido.
b. Una mezcla de vapor y líquido con calidad del 60% se calienta a volumen
constante hasta que su calidad sea de 100%.
c. Una mezcla de líquido y vapor con calidad del 50% se calienta a temperatura
constante de 200º C hasta que su volumen es 5 veces el volumen inicial.
d. El refrigerante 12 se calienta a presión constante desde líquido saturado hasta que
su calidad es 50%.
 Sustancia Pura
Una sustancia pura se refiere a un elemento o un compuesto que no tiene componente de
otro compuesto o elemento. Las sustancias puras están hechas de un solo tipo de átomo o
molécula. El hidrógeno gaseoso y el hierro puro son ejemplos de sustancias puras. El
hidrógeno consiste en átomos de hidrógeno solamente mientras que el hierro está
compuesto únicamente por átomos de hierro. La mezcla de dos sustancias puras da como
resultado una mezcla. Para separar los dos, los científicos usan un método conocido como
filtración. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. La medida utilizada para
determinar qué tan pura puede ser una sustancia llamada pureza. Además de hidrógeno y
hierro, otras sustancias puras incluyen oro, diamantes, azúcar y bicarbonato de sodio.
Peso específico
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Índice
 1Unidades
 2Normativa internacional
 3Véase también
 4Referencias
 5Enlaces externos
Se llama peso específico a la relación entre el peso de una sustancia y su volumen.
Su expresión de cálculo es:

siendo

, el peso específico;

, el peso de la sustancia;

, el volumen de la sustancia;

, la densidad de la sustancia;
 , la masa de la sustancia.

, la aceleración de la gravedad.
Unidades[editar]
 En el Sistema Internacional de Unidades (SI) se expresa en newtons por metro
cúbico: N/m3.
 En el Sistema Técnico se mide en kilogramos–fuerza por metro cúbico: kgf/m3.
 En el SIMELA se expresa en newtons por metro cúbico: N/m3.
Como el kilogramo–fuerza representa el peso de un kilogramo —en la Tierra—, el valor
numérico de esta magnitud, expresada en kgf/m3, es el mismo que el de la densidad,
expresada en kg/m3.
Por ende, está íntimamente ligado al concepto de densidad, que es de uso fácil en unidades
terrestres, aunque confuso según el SI. Como consecuencia de ello, su uso está muy
limitado. Incluso, en física resulta incorrecto.[cita requerida]
Normativa internacional[editar]
Aplicado a una magnitud física, el término específico significa «por unidad de masa».1
En el contexto del Sistema Internacional de Unidades no se permiten otros usos del
término «específico».
De acuerdo con la normativa del «Bureau International des Poids et Mesures», la
inaceptabilidad de la expresión peso específico se basa en que su significado sería peso
por unidad de masa, esto es newtons por kilogramo (N/kg), en tanto que el erróneamente
asignado es el de «peso por unidad de volumen», o sea newtons por metro cúbico (N/m3).
Su denominación correcta sería «densidad de peso».

SISTEMA TERMODINÁMICO
(también denominado sustancia de trabajo) se define como la parte del universo objeto
de estudio. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una
máquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera terrestre,
etc.
El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo
(denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último
caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande.
Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes
(llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas).
Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos.
 Sistema aislado: es aquél que no intercambia ni materia ni energía con los
alrededores.
  Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no
materia con los alrededores (su masa permanece constante).
 Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores.

Propiedades intensivas

Una propiedad intensiva es una magnitud física cuyo valor no depende de la cantidad
de materia en el sistema para el que se mide. Un buen ejemplo es la temperatura, y se
puede ver fácil en un sistema homogéneo que se encuentra en equilibrio térmico; en este
estado, la temperatura es la misma en cualquier parte del sistema, y si el sistema se divide,
la temperatura se mantiene igual en los distintos subsistemas.

La densidad también es una propiedad intensiva fácil de ver en un sistema homogéneo.

Si el sistema se divide a la mitad, la densidad en cada mitad separada seguirá siendo la
misma. En este caso, la masa y el volumen en cada mitad cambia, pero el ratio que define
la densidad sigue siendo el mismo.

Otras propiedades intensivas son, por ejemplo, el punto de ebullición, el potencial

químico, la concentración, la molalidad, la presión o el volumen específico.

Propiedades extensivas

Las propiedades extensivas se suelen definir como magnitudes físicas que cambian con
la cantidad de materia, pero de forma más exacta, las propiedades extensivas
son magnitudes cuyo valor es aditivo para subsistemas. Es decir, el valor de una
propiedad extensiva es proporcional al tamaño o cantidad de materia en el sistema.

Por ejemplo, la cantidad de energía calorífica para derretir un trozo de hielo es la

propiedad extensiva conocida como entalpía de fusión. Aunque la temperatura de fusión
(propiedad intensiva) sea la misma en un cubito de hielo que en un iceberg, la entalpía de
fusión, o cantidad de calor necesaria para derretir cada uno, es considerablemente
diferente y es proporcional a la cantidad de hielo.

La relación entre dos propiedades extensivas suelen dar como resultado una propiedad
intensiva. Por ejemplo, la masa y el volumen son dos propiedades extensivas y su relación
es igual a la densidad, una propiedad intensiva.

Más ejemplos de propiedades extensivas son la energía del sistema, la entalpía, la

entropía, la cantidad de moles, la energía de Gibbs, la capacidadcalorífica, la masa, el
volumen, el peso o la longitud.

La distinción entre propiedades intensivas y propiedades extensivas tiene algunos usos

teóricos muy interesantes. Por ejemplo, en termodinámica, un sistema en equilibrio
compuesto por una sola sustancia requiere conocer dos propiedades intensivas
independientes (por ejemplo temperatura y volumen específico) para poder postular
su estado al completo y poder calcular el resto de propiedades intensivas. Aún así, la
clasificación en propiedades intensivas y propiedades extensivas tiene limitaciones
importantes, ya que existen propiedades que no se pueden clasificar en ninguno de los
dos tipos, especialmente en sistemas que interaccionan entre sí cuando se combinan.

Primera ley de la termodinámica:

El primer principio de la termodinámica, también conocido como primera ley de la

termodinámica, establece que “la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma“.
Esto quiere decir que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste
intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará.

Más formalmente, este principio se descompone en dos partes:

 El «principio de la accesibilidad adiabática»

(en termodinámica, adiabático quiere decir que no intercambia calor con su
entorno), que dice que “el conjunto de los estados de equilibrio a los que puede
acceder un sistema termodinámico cerrado es, adiabáticamente, un conjunto
simplemente conexo“.
 El «principio de conservación de la energía», que establece que “el trabajo de la
conexión adiabática entre dos estados de equilibrio de un sistema
cerrado depende exclusivamente de ambos estados conectados“.

Visto de otra forma, la primera ley de la termodinámica permite definir el calor como
la energíanecesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias
entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicolas Léonard Sadi Carnot en
1824, en su obra “Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas
adecuadas para desarrollar esta potencia“, en la que expuso los dos primeros principios
de la termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más
tarde fue utilizada por Rudolf Clausius y William Thomson (primer barón Kelvin,
más conocido como Lord Kelvin) para formular, de una manera matemática, las bases
de la termodinámica.

El calor, el trabajo y la energía interna:

La primera ley de la termodinámica supone formalmente definido el concepto de trabajo

termodinámico y sabido que los sistemas termodinámicos sólo pueden interaccionar de
tres formas diferentes (interacción másica, interacción mecánica e interacción térmica).
En general, el trabajo es una magnitud física que no es una variable de estado del sistema,
dado que depende del proceso seguido por dicho sistema. Este hecho experimental, por
el contrario, muestra que para los sistemas cerrados adiabáticos, el trabajo no va a
depender del proceso, sino tan solo de los estados inicial y final. En consecuencia, podrá
ser identificado con la variación de una nueva variable de estado de dichos sistemas,
definida como energía interna.

Se define entonces la energía interna como una variable de estado cuya variación en un
proceso adiabático es el trabajo intercambiado por el sistema con su entorno:

siendo siendo U la energía interna y W el trabajo intercambiado.

Cuando el sistema cerrado evoluciona del estado inicial A al estado final B pero por un
proceso no adiabático, la variación de la energía debe ser la misma, sin embargo, ahora,
el trabajointercambiado será diferente del trabajo adiabático anterior. La diferencia entre
ambos trabajos debe haberse realizado por medio de una interacción térmica. Se define
entonces la cantidad de energía térmica intercambiada, calor (Q), como:

siendo siendo U la energía interna, Q el calor y W el trabajo. Por convenio, Q es

positivo si lo gana el sistema (si va desde el entorno al sistema) o negativo si lo ha perdido
el sistema; y W es positivo si lo realiza el entorno contra el sistema y negativo si está
realizado por el sistema.

Esta definición suele identificarse con la ley de la conservación de la energía y, a su vez,

identifica el calor como una transferencia de energía. Es por ello que la ley de la
conservación de la energíase utilice, fundamentalmente por simplicidad, como uno de
los enunciados de la primera ley de la termodinámica: “la variación de energía de
un sistema termodinámico cerrado es igual a la diferencia entre la cantidad de calor y la
cantidad de trabajo intercambiados por el sistema con sus alrededores“. En su forma
matemática más sencilla se puede escribir para cualquier sistema cerrado:

donde ΔU es la variación de energía del sistema, Q es el calor intercambiado por

el sistema a través de unas paredes bien definidas, y W es el trabajo intercambiado por
el sistema a sus alrededores.

*****

Segunda ley de la termodinámica:

El segundo principio de la termodinámica, también conocido como segunda ley de la

termodinámica, establece que “la cantidad de entropía del universo tiende a
incrementarse en el tiempo“. Esta ley marca la dirección en la que deben llevarse a cabo
los procesos termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido
contrario (por ejemplo, que una mancha de tinta dispersada en el agua pueda volver a
concentrarse en un pequeño volumen). También establece, en algunos casos, la
imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin pérdidas.
De esta forma, la segunda ley impone restricciones para las transferencias de energía que
hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el primer principio.
Esta ley apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud
física llamada entropía, de tal manera que, para un sistema aislado (que no
intercambia materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe
ser mayor que cero.

La segunda ley de la termodinámica es una de las leyes más importantes de la física; aún
pudiéndose formular de muchas maneras todas llevan a la explicación del concepto de
irreversibilidad y al de entropía. Este último concepto, cuando es tratado por otras ramas
de la física, sobre todo por la mecánica estadística y la teoría de la información, queda
ligado al grado de desorden de la materia y la energía de un sistema. La termodinámica,
por su parte, no ofrece una explicación física de la entropía, que queda asociada a la
cantidad de energía no utilizable de un sistema. Sin embargo, esta interpretación
meramente fenomenológica de la entropía es totalmente consistente con sus
interpretaciones estadísticas. Así, tendrá más entropía el agua en estado gaseoso con
sus moléculas dispersas y alejadas unas de las otras que la misma en estado líquidocon
sus moléculas más juntas y más ordenadas.

El segundo principio de la termodinámica dictamina que si bien la materia y

la energía no se pueden crear ni destruir, sí que se transforman, y establece el sentido en
el que se produce dicha transformación. Sin embargo, el punto capital del segundo
principio es que, como ocurre con toda la teoría termodinámica, se refiere única y
exclusivamente a estados de equilibrio. Toda definición, corolario o concepto que de él
se extraiga sólo podrá aplicarse a estados de equilibrio, por lo que, formalmente,
parámetros tales como la temperatura o la propia entropía quedarán definidos únicamente
para estados de equilibrio.

Así, según el segundo principio, cuando se tiene un sistema que pasa de un estado
de equilibrio Aa otro B, la cantidad de entropía en el estado de equilibrio B será la
máxima posible, e inevitablemente mayor a la del estado de equilibrio A. Evidentemente,
el sistema sólo hará trabajocuando esté en el tránsito del estado de equilibrio A al B y no
cuando se encuentre en uno de estos estados. Sin embargo, si el sistema era aislado,
su energía y cantidad de materia no han podido variar; si la entropía debe de maximizarse
en cada transición de un estado de equilibrio a otro, y el desorden interno del sistema debe
aumentar, se ve claramente un límite natural: cada vez costará más extraer la misma
cantidad de trabajo, pues según la mecánica estadística el desorden equivalente debe
aumentar exponencialmente.

Aplicado este concepto a un fenómeno de la naturaleza como por ejemplo la vida de

las estrellas, las mismas, al convertir el hidrógeno, su combustible principal,
en helio generan luz y calor. Al fusionar los núcleos de hidrógeno en su interior
la estrella libera la energía suficiente para producirlos a esa intensidad; sin embargo,
cuando intenta fusionar los núcleos de helio no consigue liberar la misma cantidad
de energía que obtenía cuando fusionaba los núcleos de hidrógeno. Cada vez que
la estrella fusiona los núcleos de un elemento obtiene otro que le es más inútil para
obtener energía y por ende la estrella muere, y en ese orden de ideas la materia que deja
atrás ya no servirá para generar otra estrella. Es así como el segundo principio de la
termodinámica se ha utilizado para explicar el fin del universo.

La entropía:
La definición formal del segundo principio de la termodinámica establece que “en un
estado de equilibrio, los valores que toman los parámetros característicos de un sistema
termodinámico cerrado son tales que maximizan el valor de una cierta magnitud que está
en función de dichos parámetros, llamada entropía“.

La entropía de un sistema es una magnitud física abstracta que (1) la mecánica

estadística identifica con el grado de desorden molecular interno de
un sistema físico, (2) la termodinámica clásica define como la relación entre
el calor transmitido y la temperatura a la que se transmite,
y (3) la termodinámica axiomática define como una cierta función –a priori, de forma
desconocida– que depende de los llamados “parámetros característicos” del sistema, y
que sólo puede definirse para los estados de equilibrio del sistema.

Dichos parámetros característicos se establecen a partir de un postulado derivado

del primer principio de la termodinámica, llamado a veces el principio de estado. Según
éste, el estado de equilibrio de un sistema queda totalmente definido por medio de
la energía interna del sistema, su volumen y su composición molar. Cualquier
otro parámetro termodinámico, como podrían serlo la temperatura o la presión, se define
como una función de dichos parámetros. Así, la entropía será también una función de
dichos parámetros.

El segundo principio de la termodinámica establece que dicha entropía sólo puede

definirse para estados de equilibrio termodinámico, y que de entre todos los estados
de equilibrio posibles (que vendrán definidos por los parámetros característicos), sólo se
puede dar el que, de entre todos ellos, maximiza la entropía.

Las consecuencias de este enunciado son sutiles: al considerar un sistema

cerrado tendente al equilibrio, los estados de equilibrio posibles incluyen todos aquellos
que sean compatibles con los límites o contornos del sistema. Entre ellos se encuentra,
evidentemente, el estado de equilibrio de partida. Si el sistema varía su estado
de equilibrio desde el de partida a otro, ello es debido a que la entropía del nuevo estado
es mayor que la del estado inicial; si el sistema cambia de estado de equilibrio,
su entropía sólo puede aumentar.

Por tanto, la entropía de un sistema aislado termodinámicamente sólo puede

incrementarse. Suponiendo que el universo partió de un estado de equilibrio, que en todo
instante de tiempo el universo no se aleja demasiado del equilibrio termodinámico y que
el universo es un sistema aislado, el segundo principio de la termodinámica puede
formularse de la siguiente manera: “la cantidad de entropía del universo tiende a
incrementarse con el tiempo“.

Sin embargo, la termodinámica axiomática no reconoce al tiempo como una variable

termodinámica. Formalmente, la entropía sólo puede definirse para estados en equilibrio.
En el proceso que va de un estado de equilibrio a otro no hay estados de equilibrio, por
lo que la entropía en dichos estados de no-equilibrio no puede definirse sin incurrir en
inconsistencias formales dentro de la propia termodinámica. Así, la entropía no puede ser
una función del tiempo, por lo que hablar de variaciones de la misma en el tiempo es
formalmente incorrecto.
Cuando se hace, es debido a que se ha presupuesto que en el proceso de un estado
de equilibrio a otro se ha pasado por infinitos estados intermedios de equilibrio,
procedimiento que permite introducir al tiempo como parámetro. En tanto en cuanto el
estado de equilibrio final sea aquél de máxima entropía posible, no se habrá incurrido en
una inconsistencia frontal por cuanto dichos estados de equilibrio intermedios no han
afectado al único real (el final).

REPORT THIS AD

La formulación clásica defiende que el cambio en la entropía (S) es siempre mayor o igual
(exclusivo para procesos reversibles) que la transferencia de calor (Q) producida,
dividido por la temperaturade equilibrio (T) del sistema:

*****

Tercera ley de la termodinámica:

El tercer principio de la termodinámica, también conocido como tercera ley de la

termodinámicay, más adecuadamente como postulado de Nernst, afirma que “no se
puede alcanzar el cero absoluto en un número finito de procesos físicos“, lo que,
sucintamente, puede definirse como:

 Al llegar al cero absoluto, 0 K, cualquier proceso de un sistema físico se detiene.

 Al llegar al cero absoluto la entropía alcanza un valor mínimo y constante.

Algunas fuentes se refieren incorrectamente al postulado de Nernst (denominado así por

ser propuesto por Walther Nernst) como “la tercera de las leyes de la termodinámica“,
pero es importante reconocer que no es una noción exigida por la termodinámica clásica,
por lo que resulta inapropiado tratarlo de «ley», siendo incluso inconsistente con
la mecánica estadística clásica y necesitando el establecimiento previo de la estadística
cuántica para ser valorado adecuadamente.

La mayor parte de la termodinámica no requiere la utilización de este postulado, que

afirma (como ya se ha visto) que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero
absoluto mediante un número finito de procesos físicos, y que puede formularse también
como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende
a un valor constante específico, siendo la entropía de los sólidos cristalinos
puros considerada como nula bajo temperaturas iguales al cero absoluto. No obstante,
debido a estas dos afirmaciones, la tercera ley provee de un punto de referencia absoluto

Principio cero de la termodinámica:

Este principio o ley cero establece que existe una determinada propiedad,
denominada temperatura empírica (θ), que es común para todos los estados de equilibrio
termodinámico que se encuentren en equilibrio mutuo con uno dado. En palabras llanas:
“dos sistemas a distintas temperaturas conectados entre sí evolucionarán hasta que
sus temperaturas se igualen“. Además, establece que “si dos sistemas A y B están
en equilibrio térmico con un tercer sistema C, entonces los sistemas A y B estarán
en equilibrio térmico entre sí“. Este principio tiene una gran importancia experimental,
puesto que permite construir instrumentos que midan la temperatura de un sistema,
aunque no resulta tan importante en el marco teórico de la termodinámica.

Este principio fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue formulado

formalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí que recibiese
el nombre de principio cero.

Se han mezclado 0,8 kg de agua a una temperatura de 25°C con 0,2 kg de agua
hirviendo, la temperatura de la mezcla resultó ser 40°C.Calcule la
cantidad de calor que cedió al enfriarse el agua hirviendo y la cantidad de calor que
recibió el agua más fría.

:Ejercicio 2
Un gas absorbe 1000 J de calor y se dilata en 1m3.Si acumuló 600 J de energía
interna:
a) ¿qué trabajo realizó?
b) si la dilatación fue a presión constante,¿cuál fue el valor de esta presión?
:Ejercicio 3
La figura representa la expansión de una determinada masa de nitrógeno. Durante el
proceso, el gas experimenta un aumento de 500 J en su energía interna. Determina
la cantidad calor asociada a la transferencia de energía.
Solución

:Ejercicio 4
Un cilindro cerrado por un émbolo móvil contiene cierta cantidad de vapor. El
sistema se calienta y absorbe 202 J de energía, mediante calor. El vapor varía su
volumen en 3·10-5 m3 a la presión constante de 4·105 Pa. Determina la variación de
la energía interna que experimenta el vapor.
Consideraciones
 El proceso ocurre en condiciones cercanas al equilibrio.
 La presión es igual en todos los puntos del gas.
Solución
Se sitúan 15 L de gas ideal en un recipiente a 27 ºC. El recipiente cuenta con un pistón
móvil libre de rozamiento. La presión en el exterior se mantiene constante a 750 mmHg.
Determina, si se eleva la temperatura a 190 ºC:

1. El trabajo realizado en el proceso

2. La variación de energía interna que tiene lugar
3. El calor transferido durante el mismo
4. Representa el proceso en un diagrama presión - volumen ( p - V )

Datos : cv = 5·R/2 ; R = 8.31 J/ mol·K

Solución

Datos

 Volumen inicial Vi = 15 L = 15·10-3 m3

 Temperatura inicial Ti = 27 ºC = 300.15 K
 Temperatura final Tf = 190 ºC = 463.15 K
 Presión constante p = 750 mmHg = 750·101325/760 = 99991.77 Pa
 Calor específico a volumen constante cv = 5·R/2
 Constante universal de los gases ideales R = 8.31 J/ mol·K

Consideraciones previas

 Usaremos el criterio de signos tradicional según el cual el trabajo es positivo se

realiza contra el exterior
Resolución

1.

En los procesos a presión constante el trabajo termodinámico, según el criterio de

signos establecido, viene dado por la expresión:

W=p⋅ΔV=p⋅(Vf−Vi)

Para determinar el volumen final podemos aplicar la ecuación de estado de los gases
ideales, de la siguiente manera:

p⋅Vi=n⋅R⋅Tip⋅Vf=n⋅R⋅Tf}p=n⋅R⋅TiVip=n⋅R⋅TfVf⎫⎭⎬⎪⎪n⋅R⋅TiVi=n⋅R⋅TfVf⇒ViTi=V
fTf

La expresión anterior constituye la ley de Charles y Gay-Lussac. A partir de ella, nos

queda:

ViTi=VfTf⇒Vf=ViTi⋅Tf=15⋅10−3300.15⋅463.15=23.14⋅10−3 m3

Y volviendo a la expresión del trabajo termodinámico nos queda:

W=p⋅(Vf−Vi)=99991.77⋅(23.14−15)⋅10−3=813.93 J

2.

Presta atención a este apartado por que vamos a utilizar una serie de conceptos que
debes tener claros. En primer lugar, la variación de energía interna en un gas depende
únicamente de la variación de temperatura. En el diagrama p - V de la figura puedes ver
representadas las dos isotermas características del proceso.
  Isoterma en rojo: es la de aquellos puntos genéricos ( V , p ) que se corresponden
con una temperatura de 27 ºC. A todos ellos les corresponde una determinada
energía interna del sistema
 Isoterma en azul: es la de aquellos puntos genéricos ( V , p ) que se corresponden
con una temperatura de 190 ºC. A todos ellos les corresponde una determinada
energía interna del sistema

En el proceso, al variar la temperatura varía la energía interna, es decir, nos

desplazamos de una isoterma a otra realizando un determinado trabajo y transfiriendo
un determinado calor. Independientemente de la forma en que nos desplacemos de una
isoterma a otra (esto es, la cantidad de calor y trabajo que intervenga en el proceso), la
variación de energía interna dependerá unicamente de la isoterma inicial y la isoterma
final. Es por ello que, dado que nos dan como dato cv (calor específico a volumen
constante), estudiaremos la variación de energía interna suponiendo un proceso
isocórico ( a volumen constante ) donde el volumen no cambia y, por tanto, el
desplazamiento de una isoterma a otra se realizaría exclusivamente mediante el
intercambio de calor, al ser el trabajo realizado cero ( W = 0 ) . De esta forma, nos
queda:

ΔU=Q−W

Por otro lado, dado que nos dan cv referida a cantidad de sustancia ( mol ), utilizaremos,
para el cálculo del calor, la expresión:

Q=n⋅cv⋅ΔT

Observa que ya habíamos presentado en teoría dicha expresión al hablar de la variación

de energía interna de un gas cuando se incrementa la temperatura.
Para el cálculo de n aplicamos de nuevo la ecuación de estado de los gases ideales:

p⋅Vi=n⋅R⋅Ti⇒n=p⋅ViR⋅Ti=99991.77⋅15⋅10−38.31⋅300.15=0.6 mol

Finalmente, volviendo a la ecuación de la variación de energía interna en un proceso

isocórico, tenemos:

ΔU=Q=n⋅cv⋅ΔT=0.6⋅5⋅8.312⋅163=2031.795 J

En la siguiente figura se representa el proceso que tendría lugar a volumen constante y

que nos sirve para determinar la variación de energía interna también en nuestro proceso
a presión constante.

3.

Podemos aplicar la primera ley de la termodinámica para determinar el calor transferido

en el proceso. Ten en cuenta que, tal y como hemos dicho en el punto 2, la variación de
energía interna es igual a la que se experimenta en el proceso a volumen constante ya
que las temperaturas inicial y final son las mismas:

ΔU=Q−W⇒Q=ΔU+W=2031.795+813.93=2845.725 J

4.