Es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la




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títuloEs una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la
fecha de publicación27.11.2015
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CONCEPTOS BÁSICOS:
Termodinámica:
La termodinámica1 (del griego θερμo-, termo, que significa "calor" [] y δύναμις, dinámico, que significa "fuerza" []) es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la temperatura, presión y volumen de los sistemas físicos a un nivel microscópico. También podemos decir que la termodinámica nace para explicar los procesos de intercambio de masa y energía térmica entre dos sistemas diferentes. Para tener un mayor manejo especificaremos que calor significa "energía en tránsito" y dinámica se refiere al "movimiento", por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor.


  1. http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica


Sistema Termodinámico: Es un dispositivo o combinación de dispositivos que contienen una cantidad de materia que se estudia.
Clasificación2:

Los sistemas termodinámicos se clasifican según el grado de aislamiento que presentan con su entorno.[ ] Aplicando este criterio pueden darse tres clases de.

  • Sistema aislado, que es aquel que no intercambia ni materia ni energía[2] con su entorno. Un ejemplo de este clase podría ser un gas encerrado en un recipiente de paredes rígidas lo suficientemente gruesas (paredes adiabáticas) como para considerar que los intercambios de energía calorífica[3] sean despreciables, ya que por hipótesis no puede intercambiar energía en forma de trabajo.

  • Sistema cerrado. Es el que puede intercambiar energía pero no materia con el exterior. Multitud de sistemas se pueden englobar en esta clase. El mismo planeta Tierra[4] puede considerarse un sistema cerrado. Una lata de sardinas también podría estar incluida en esta clasificación.[]

  • Sistema abierto. En esta clase se incluyen la mayoría de sistemas que pueden observarse en la vida cotidiana. Por ejemplo, un vehículo motorizado es un sistema abierto, ya que intercambia materia con el exterior cuando es cargado, o su conductor se introduce en su interior para conducirlo, o es cargado de combustible en un repostaje, o se consideran los gases que emite por su tubo de escape pero, además, intercambia energía con el entorno. Sólo hay que comprobar el calor que desprende el motor y sus inmediaciones o el trabajo que puede efectuar acarreando carga.

Existen otros criterios para la clasificación de sistemas. La homogeneidad que pueda presentar un sistema es uno de ellos. De esta manera se habla de sistemas:

  • Homogéneos, si las propiedades macroscópicas de cualquier parte del sistema son iguales en cualquier parte o porción del mismo. El estado de agregación en el que puede presentarse el sistema puede ser cualquiera. Por ejemplo, una sustancia sólida, pura, que se encuentra cristalizada formando un mono cristal es un sistema homogéneo, pero también lo puede ser una cierta porción de agua pura o una disolución, o un gas retenido en un recipiente cerrado..

  • Heterogéneos, cuando no ocurre lo anterior

  1. http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_termodin%C3%A1mico

PROPIEDADES EXTENSIVAS E INTENSIVAS TERMODINÁMICAS:

EXTENSIVAS:
Son aquellas propiedades que están en relación directa o depende de la masa del sistema. Ejemplos:

  • Capacidad Calorífica (C) : Es razón de la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo en un proceso cualquiera por su cambio de temperatura correspondiente.

  • Energía Interna (u) : Es la que tiene cualquier sistema debido a su constitución interna y es su propiedad.

  • Peso: Fuerza con la que un cuerpo es atraído hacia una gran masa.

  • Entalpía (H): Energía intercambiada por medio de calor a presión constante.

  • Entropía (S): Propiedad termodinámica que indica la reversibilidad o irreversibilidad de un proceso.

  • Volumen: Es la de espacio que ocupa un cuerpo.

  • Trabajo (W): Mecanismo de intercambio de energía entre un sistema y sus alrededores debido al efecto de una fuerza.


INTENSIVAS: Son aquellas propiedades que no dependen de la masa del sistema
Ejemplos:

  • Temperatura: Es la medida de la energía cinética de las moléculas de un cuerpo.

  • Volumen especifico: Es el volumen ocupado por unidad de masa de un material.

  • Volumen molar: Cociente entre la masa de un mol de elemento y su densidad.

  • Presión: Fuerza ejercida sobre la totalidad o la porción de un cuerpo.

  • Voltaje: Es una magnitud física que impulsa a los electrones a lo largo de un conductor en un circuito cerrado.

  • Densidad: Es la relación entre la masa y el volumen y depende tanto del estado en el que se encuentre el elemento como de la temperatura del mismo. En la mayor parte de los casos que se representan, los datos corresponden a los elementos en estado sólido y a una temperatura de 293 K.

SUSTANCIAS PURAS:

Las sustancias puras están formadas por uno o varios componentes iguales y que presentan un aspecto homogéneo. Si solo existe un componente, de manera exclusiva. Son los llamados elementos químicos (carbono, oro, nitrógeno, calcio, azufre, etc.) y si en cambio existen varios componentes, son los llamados compuestos químicos. Por ejemplo, el agua es una sustancia pura, no obstante está formada por dos elementos: hidrógeno y oxígeno. En cambio, el diamante está compuesto exclusivamente de un elemento: carbono.

Tienen propiedades específicas bien definidas. Estas propiedades no varían, aun cuando dicha sustancia pura se encuentre formando parte de una mezcla.

Algunas de estas propiedades son:

  • El color

  • El sabor

  • El olor



ESTADO Y FASES3:

La regla de las fases establece el número de propiedades intensivas que se pueden fijar en un sistema en equilibrio. Una vez se han fijado los grados de libertad, el resto de propiedades intensivas del sistema toman un valor determinado.

Para conocer el estado del sistema se deben conocer los valores numéricos de sus propiedades. Para ello hay que:

  • Conocer las ecuaciones que relacionan las propiedades entre si a partir de las leyes de la termodinámica.

  • Relacionar el valor de la propiedad con la del gas ideal a través de las propiedades residuales.

  • Analizar los cambios de comportamiento que supone la existencia de dos fases en equilibrio.

  • Si no tienen los datos experimentales, se puede usar una correlación generalizada para estimar las propiedades a partir del valor de z.

  • Agrupar y presentar los datos en tablas o diagramas.

ESTADO DE EQUILIBRIO

La palabra estado representa la totalidad de las propiedades microscópicas asociadas con un sistema. Cualquier sistema que muestre un conjunto de variables identificables tiene un estado termodinámico, ya sea que este o no en equilibrio.
El estado de equilibrio termodinámico se define cuando no hay transferencia de energía entre las diferentes porciones de masa de esta sustancia o cuando sus propiedades permanecen constantes e invariantes con el tiempo.

Un estado de no equilibrio es un estado con intercambios netos de masa o energía y sus parámetros característicos dependen en general de la posición, y del tiempo. Si no dependen de este último, necesita la intervención del entorno para mantener sus valores (estado estacionario fuera del equilibrio).

POSTULADO DE ESTADO:

Como regla general se puede identificar por completo el estado termodinámico de un sistema o de una sustancia, a partir de dos propiedades intensivas que sean termodinámicamente independientes (T. I.), a esta regla se le conoce como “Postulado de estado”.

Postulados del estado termodinámico

Postulado I: Existen estados particulares (llamados estados de equilibrio) de los sistemas simples que, microscópicamente, están caracterizados completamente por sus parámetros extensivos, como la energía interna U, el volumen V y el número de moles N1 … Nr de sus componentes químicos.

El estudio de un gran número de sustancias y su comportamiento en diferentes procesos revela que a mayor número de sustancias presentes en un sistema, con más formas de intercambio de energía entre el sistema y sus alrededores, más propiedades se requerirán para describir el equilibrio en estado estable de un sistema.

Postulado II: Existe una función (llamada entropía S) de los parámetros extensivos de cualquier sistema compuesto, definido para todos los estados de equilibrio y que posee la siguiente propiedad: los valores que adquieren los parámetros extensivos cuando se elimina una ligadura son justamente aquellos que maximizan el valor de S entre aquellos estados de equilibrio que podrían alcanzarse con las ligaduras adecuadas.

S = S(U, V, N1 … Nr)

Postulado III: La entropía de un sistema compuesto es aditiva respecto de la de sus subsistemas constituyentes. La entropía es una función continua y diferenciable y es una función monótonamente creciente de la energía. Consecuencias matemáticas de este postulado; la propiedad de aditividad establece que la entropía de un sistema compuesto S es la suma de las entropías S(α) de los subsistemas constituidos:

S = ƩαS(α)

S(α) = S(α) (U(α), V(α), N1 (α)… Nr (α))

La entropía de un sistema simple es una función homogénea de primer orden de los parámetros extensivos.

S (λU, λV, λN1, …, λNr) = λS (U, V, N1, …, Nr)

La condición de monotonía creciente implica

(δS/δU)V, N1, …, Nr > 0

Por lãs condiciones anteriores la función de entropía puede invertirse y obtener

S = S(U, V, N1 … Nr)

U = U(S, V, N1 … Nr)

Esta es, también una relación fundamental y contiene toda la información termodinámica del sistema. Esto es, en un caso la entropía es un miembro del conjunto de parámetros independientes, y en el segundo caso lo es la energía. En la ejecución de manipulaciones formales en termodinámica es extremadamente importante en dicha elección. Una gran confusión resulta de la vacilación entre estas dos alternativas dentro de un problema simple.

Si la entropía es considerada dependiente y la energía independiente, como en S = S(U, V, N1 … Nr), nos referimos al análisis en la representación de la entropía. Si la energía es dependiente y la entropía independiente, como en U = U(S, V, N1 … Nr), nos referiremos al análisis en la representación de la energía.

Postulado IV:

La entropía de un sistema desaparece (S = 0) en el estado tal que:

(δS/δU)V, N1, …, Nr = 0 Es decir: T = 0

Esta es una extensión del postulado de Nernst o 3° Ley de la Termodinámica.

  • La entropía tiene un cero bien definido.

  • No es necesario este postulado para desarrollar la termodinámica.

  • Requiere la mecánica cuántica para su justificación microscópica.

  1. http://www.mitecnologico.com/ia/Main/Introduccion

ENTALPIA

Entalpía4 (del prefijo en y del griego "enthalpos" (ενθαλπος) calentar) es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpía expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.

En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar lo que hoy conocemos como entalpía de un sistema. Originalmente se pensó que la palabra "entalpía" fue creada por Émile Clapeyron y Rudolf Clausius a través de la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron en The Mollier Steam Tables and Diagrams de 1827, pero el primero que definió y utilizó término "entapía" fue el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX.

La entalpía (simbolizada generalmente como "H", también llamada contenido de calor, y calculada en julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: "BTU"), es una variable de estado, (lo que quiere decir que, sólo depende de los estados inicial y final) que se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión.

La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente, al igual que la energía interna, en cambio, la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida experimentalmente. El cambio de la entalpía del sistema causado por un proceso llevado a cabo a presión constante, es igual al calor absorbido por el sistema durante dicho proceso.

La entalpía se define mediante la siguiente fórmula:



Donde:

  • H es la entalpía (en julios).

  • U es la energía interna (en julios).

  • P es la presión del sistema (en pascales).

  • V es el volumen del sistema (en metros cúbicos).

  1. http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa

CALOR SENSIBLE Y LATENTE5:

Calor sensible de un cuerpo: es la cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo al sufrir una variación de temperatura (Δt) sin que haya cambio de estado físico (sólido, líquido o gaseoso).

Su expresión matemática es la ecuación fundamental de la calorimetría.

Qs = m.c.Δt

donde: Δt = tf - to

Calor latente de un cuerpo: es aquel que causa en el cuerpo un cambio de estado físico (sólido, líquido o gaseoso) sin que se produzca variación de temperatura (Δt), es decir permanece constante5.

QL = m.L

  1. http://www.fisicanet.com.ar/fisica/termodinamica/ap10_calorimetria.php

PRINCIPIO DE LA CONSERVACION DE LA ENERGIA:

La ley de la conservación de la energía constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor6.

Ejemplo:

Sistema mecánico en el cual se conserva la energía, para choque perfectamente elástico y ausencia de rozamiento.

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Newtons_cradle_animation_book.gif

LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA:

La Ley de Conservación de la Masa o Ley de Conservación de la Materia o Ley Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1789. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”.

Enunciado


En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Tiene una importancia fundamental, ya que permite extraer componentes específicos de alguna materia prima sin tener que desechar el resto; también es importante, debido que nos permite obtener elementos puros cosa que sería imposible, si la materia se destruyera6.


  1. http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia


1RA. LEY DE LA TERMODINÁMICA:

La Primera Ley de la Termodinámica o Primer Principio de la Termodinámica se postula a partir del siguiente hecho experimental:

En un sistema cerrado adiabático que evoluciona de un estado inicial A a otro estado final B, el trabajo realizado no depende ni del tipo de trabajo ni del proceso seguido.

También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica, establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria 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 Lord Kelvin para formular, de una manera matemática, las bases de la termodinámica.

La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

EentraEsale = ΔEsistema

Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:



El primer principio de la termodinámica es una ley empírica que no puede demostrarse teóricamente7.

  1. http://es.wikipedia.org/wiki/Primera_ley_de_la_termodin%C3%A1mica

2DA LEY DE LA TERMODINAMICA

Esta ley regula 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 tal 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.

Debido a esta ley también se tiene que el flujo espontáneo de calor siempre es unidireccional, desde los cuerpos de mayor temperatura hacia los de menor temperatura, hasta lograr un equilibrio térmico.

Existen numerosos enunciados equivalentes para definir este principio, destacándose el de Clausius y el de Kelvin.

Enunciado de Clausius




.En palabras de Sears es: "No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada".

Enunciado de Kelvin


No existe ningún dispositivo que, operando por ciclos, absorba calor de una única fuente y lo convierta íntegramente en trabajo. Enunciado de Kelvin-Planck8.

8. http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica#Leyes_de_la_termodin.C3.A1mica

VIDEOS ILUSTTRATIVOS:

http://www.youtube.com/watch?v=deD1snymrtc&feature=fvw

http://www.youtube.com/watch?v=veFLTN13PGo

GASES IDEALES:

El gas ideal


Para definir un patrón de gas que sirva para establecer reglas de comportamiento se crea el concepto de gas ideal, este gas ideal cumple las condiciones siguientes:

  • Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.

  • Está formado por moléculas.

  • Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones.

  • La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.

  • Los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay pérdidas de energía).

  • Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero).

Los gases reales, siempre que no estén sometidos a condiciones extremas de presión y temperatura, cumplirán muy aproximadamente las reglas establecidas para los gases ideales.

Las leyes de los gases ideales


Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las principales variables de un gas en base a las experiencias de laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).

1.- La ley de Boyle - Mariotte. Esta ley dice que, si se mantiene la temperatura constante, cuando se aumenta la presión de un gas ideal, su volumen disminuye en la misma proporción. Es decir P1. V1 = P2 . V2

2.-La ley de Gay-Lussac. Esta ley dice que si se mantiene la presión constante, el volumen del gas aumentará en la misma proporción en que aumente su temperatura absoluta:


3.- La ley de Charles Esta ley dice que, si se mantiene el volumen constante, la presión de un gas aumenta en la misma proporción en la que aumenta su temperatura absoluta:



http://www.sabelotodo.org/fluidos/gases.html

PROCESOS TERMODINAMICOS

En física, se denomina proceso termodinámico a la evolución de determinadas magnitudes (o propiedades) propiamente termodinámicas relativas a un determinado sistema físico. Desde el punto de vista de la termodinámica, estas transformaciones deben transcurrir desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que las magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben estar perfectamente definidas en dichos estados inicial y final. De esta forma los procesos termodinámicos pueden ser interpretados como el resultado de la interacción de un sistema con otro tras ser eliminada alguna ligadura entre ellos, de forma que finalmente los sistemas se encuentren en equilibrio (mecánico, térmico y/o material) entre si.

De una manera menos abstracta, un proceso termodinámico puede ser visto como los cambios de un sistema, desde unas condiciones iniciales hasta otras condiciones finales, debidos a la desestabilización del sistema.

  • Proceso isocórico

Un proceso isocórico, también llamado proceso isométrico o isovolumétrico es un proceso termodinámico en el cual el volumen permanece constante; ΔV = 0. Esto implica que el proceso no realiza trabajo presión-volumen, ya que éste se define como: ΔW = PΔV, donde P es la presión (el trabajo es positivo, ya que es ejercido por el sistema).

Aplicando la primera ley de la termodinámica, podemos deducir que Q, el cambio de la energía interna del sistema es: Q = ΔU para un proceso isocórico: es decir, todo el calor que transfiramos al sistema quedará a su energía interna, U. Si la cantidad de gas permanece constante, entonces el incremento de energía será proporcional al incremento de temperatura, Q = nCVΔT donde CV es el calor específico molar a volumen constante. En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea vertical

  • Proceso isobárico

Proceso Isobárico es aquel proceso termodinámico que ocurre a presión constante. En él, el calor transferido a presión constante está relacionado con el resto de variables

  • Proceso adiabático

En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquel en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante, se denomina como proceso isotérmico. El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Otro ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire y su humedad relativa. El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley de los gases ideales9.

VIDEO ILUSTRATIVO:

http://www.youtube.com/watch?v=Oqy4DnPq1C0&feature=related

http://www.youtube.com/watch?v=am2tA2oyYII


“Química”, Zarraga, Velazquez, et. al, Ed Mc Graw Hill

1ª . ed , 2003, pp 353.
“Termodinámica”, Manrique, José A, et al, Ed Oxford

3ª. ed. México 2002.

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