Primer Principio de Termodinámica. PRIMER PRINCIPIO LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA La energía potencial se transforma en energía cinética La pérdida.

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1 Primer Principio de Termodinámica

2 PRIMER PRINCIPIO LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA La energía potencial se transforma en energía cinética La pérdida de energía potencial acelera el deslizamiento del objeto cae se acelera energía química (carbón) energía interna (agua líquida vapor de agua) el vapor se expande Trabajo energía cinética Reacción Química Cambio de Fase

3 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. TRABAJO (PV) P ext P int Equilibrio mecánico P ext = P int P ext > P int P ext P int dx Unidades P ext = P int Estado inicial Estado final

4 Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía. uff, uff W=F x Trabajo realizado por el hombre Fuerza aplicada Distancia que se desplaza el objeto Fuerza distancia X1X1 X2X2 Trabajo=área [N.m=J] Energía = Capacidad para realizar un trabajo

5 TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) P ext < P int P ext P int dx Estado Inicial 1 P V 1 P ext P int P ext = P int Estado Final 2 2 Frente a P ext =P 2 constante Irreversible

6 TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) P ext < P int P ext P int dx Estado Inicial 1 P V 1 P ext P int P ext = P int Estado Final 2 2 P’ 2 etapas Frente a P ext =P 2 constante V’

7 TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) P ext < P int P ext P int dx Estado Inicial 1 P ext P int P ext = P int Estado Final 2 V 1 P 2 Expansión Reversible  etapas Gas Ideal G I y T=cte Reversible

8 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. CALOR Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. la T sistema varía hasta igualar la T alrededores Unidades : Julio 1 cal = 4.184 J

9 T=20ºC Estado Inicial T=40ºC Estado Final 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Q

10 El calor y el trabajo son formas equivalentes de variar la energía de un sistema Joule Trabajo mecánico calor Trabajo eléctrico

11 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Calor y el trabajo se “distinguen” por su efecto sobre las moléculas del entorno QW

12 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. SISTEMA TRABAJO CALOR son formas de variar la E del sistema no son funciones de estado no es “algo” que posea el sistema BANCO efectivo cheques Transferencia electrónica

13 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 PRIMER PRINCIPIO LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA

14 La energía es la capacidad para hacer un trabajo 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. ENERGÍA E sistema = U+ E otras E debida a la posición del sistema en un campo de fuerzas (gravitacional, eléctrico, magnético) y a su movimiento en conjunto: Energía Interna, U característica del sistema (E t, E r, E v de moléculas) depende del estado de agregación del sistema E otras La energía es una función de estado La energía es una propiedad extensiva Unidades: Julio (J) Puedo definir una propiedad intensiva

15 No es posible conocer la energía de un sistema, sólo conocemos su cambio en un proceso  U=U 2 -U 1 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. ENERGÍA Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) Función de estado Magnitud extensiva ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? 1)Realizando un trabajo 2)Calentándolo  calor  U = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica

16 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.  U = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica P V A B Proceso Cíclico A→A Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía

17 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.  U = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica P V A B Proceso Cíclico A→A Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía U  función de estado

18 Proceso a V = cte V 2 = V 1 dV=0 v  U = Q + 0 = Q  Nuevo significado de  U = Q V Nos da una forma de determinar  U 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. ENERGÍA INTERNA V

19 Proceso a P = cte v 3.- ENTALPÍA. 1º Principio  U=Q+W P=cte H2H2 H1H1 =  H QPQP  U=U 2 -U 1 H  U + PV Entalpía (H) Función de estado H  f(T,P,V,U) Propiedad extensiva Unidades de energía (J) Nos da una forma de determinar  H

20 3.- ENTALPÍA. H  U + PV Relación entre  H y  U  H =  U +  (PV) Si P=cte  H =  U + P  V  H  U proceso sól/líq  (PV) = P  V+V  P+  P  V = P 2 V 2 -P 1 V 1 Una forma de determinar  U = Q V Una forma de determinar  H = Q P

21 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. El Q se definió como la energía trasferida como consecuencia de una diferencia de T Capacidad Calorífica Capacidad calorífica de una sustancia: cantidad infinitesimal de calor necesaria para elevar su T en una cantidad dT. [J  K -1 ] Depende de la naturaleza de la propia sustancia Puesto que Q depende de la trayectoria del cambio de estado, para definir C hay que definir la trayectoria si no hay cambio de fase ni reacción química

22 Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. Puesto que Q V =  U y Q P =  H en un sistema cerrado, en equilibrio o proceso reversible y sólo W(P-V) es posible definir : U,H  f(T,P,V) Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. [J  g -1  K -1 ] p. Intensivas f=(T,P,V)

23 ¿Cuál es la relación entre C P y C V ? 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. Gas Ideal C P -C V = nR Gas Ideal

24 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados De forma general En un proceso cíclico

25 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Cambio de Fase a T y P constante T tiempo 100ºC H2OH2O 1at El Q P se emplea en  V y en  U, que depende del estado de agregación

26 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Proceso Isobárico (P  cte) sin cambio de fase P=cte Si C P cte P=cte Proceso Isocórico (V  cte) V=cte Si C V cte V=cte T tiempo 100ºC H2OH2O 1at

27 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Cambio de estado de un Gas Ideal G I Si C P cte 0 G I Si C V cte 0 Proceso Isotérmico (T=cte) de un Gas Ideal  U=0  H=0 P cte rev. o irrev. T cte rev. Q = -W G I

28 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Proceso Adiabático (Q=0) de un Gas Ideal 0 Proceso Adiabático (Q=0) Irreversible (P cte) de un G.I. Si C V cteSi C P cte

29 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Proceso Adiabático (Q=0) Reversible de un Gas Ideal Si C P cte

30 4.- CÁLCULO DE  U y  H en procesos sencillos de sistemas cerrados Proceso Adiabático (Q=0) Reversible de un Gas Ideal P V G I Q = 0 T=cte

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32 Differential Scanning Calorimetry (DSC) CPCP (J/g.K) t (ºC) 300bar 500bar 1bar 0 5 25 350 650 (J/g.K) 150bar CPCP P (bar) 400ºC 0 5 30 01000500 500ºC 350ºC 600ºC H2OH2O C P  f(T,P,V) C P > 0 C V > 0 C P ≠ C V

33 ¿Cuál es la relación entre C P y C V ? 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. H = U + PV