Primer Principio de Termodinámica Tema 1 Primer Principio de Termodinámica

CONTENIDO 1.- Trabajo, Calor, Energía. 2.- El Primer Principio de la Termodinámica. Energía Interna (U) 3.- Entalpía (H) 4.- Capacidad Calorífica 5.- Cálculo de U y de H en procesos sencillos de sistemas cerrados

. Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía W=F x LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA PRIMER PRINCIPIO Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía . uff, uff Fuerza distancia X1 X2 Trabajo=área [N.m=J] W=F x Trabajo realizado por el hombre Fuerza aplicada Distancia que se desplaza el objeto Energía = Capacidad para realizar un trabajo

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

1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Unidades 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. TRABAJO (PV) Pext Pint Pext > Pint Pext Pint dx Pext = Pint Estado inicial Equilibrio mecánico Estado final Pext = Pint

TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) Frente a Pext=P2 constante Pext < Pint Pext Pint Pext Pint Pext = Pint Estado Final 2 P 1 P’ dx V V’ 2 etapas Estado Inicial 1

TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) Frente a Pext=P2 constante 1 Pext < Pint Pext Pint Pext Pint Pext = Pint Estado Final 2 P Irreversible Reversible 2 dx V Expansión Reversible  etapas V 1 P 2 Gas Ideal Estado Inicial 1 G I y T=cte

1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. 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 Talrededores Unidades : Julio 1 cal = 4.184 J

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

LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA PRIMER PRINCIPIO Trabajo mecánico calor Trabajo eléctrico El calor y el trabajo son formas equivalentes de variar la energía de un sistema Joule

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

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

Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

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

1er Principio de la Termodinámica 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. ENERGÍA No es posible conocer la energía de un sistema, sólo conocemos su cambio en un proceso U=U2-U1 Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) Función de estado Magnitud extensiva ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? Realizando un trabajo Calentándolo Þ calor DU = Q + W 1er Principio de la Termodinámica

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

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

DU = Q + 0 = Q 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. Proceso a V = cte V2 = V1 dV=0 Nuevo significado de DU = QV Nos da una forma de determinar DU DU = Q + 0 = Q Þ V v

QP 3.- ENTALPÍA. H  U + PV Proceso a P = cte = H v Entalpía (H) Función de estado Hf(T,P,V,U) Propiedad extensiva Unidades de energía (J) H  U + PV Entalpía (H) Proceso a P = cte 1º Principio U=Q+W P=cte U=U2-U1 QP = H v H2 H1 Nos da una forma de determinar H

3.- ENTALPÍA. H  U + PV Una forma de determinar U = QV Una forma de determinar H = QP Q=I.V.t Relación entre DH y DU DH = DU + D(PV) DH = DU + PDV DH @ DU Si P=cte proceso sól/líq (PV) = PV+VP+PV = P2V2-P1V1

4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. El Q se definió como la energía trasferida como consecuencia de una diferencia de T Capacidad Calorífica si no hay cambio de fase ni reacción química 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

4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. 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] Puesto que QV = U y QP = H en un sistema cerrado, en equilibrio o proceso reversible y sólo W(P-V) es posible definir : Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte p. Intensivas f=(T,P,V) U,Hf(T,P,V)

CPf(T,P,V) H2O CP > 0 CP ≠ CV CV > 0 (J/g.K) t (ºC) 300bar 500bar 1bar 5 25 350 650 150bar H2O CP P (bar) 400ºC 5 30 1000 500 500ºC 350ºC 600ºC Differential Scanning Calorimetry (DSC) (J/g.K) CP > 0 CP ≠ CV CV > 0

4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. ¿Cuál es la relación entre CP y CV?

4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. ¿Cuál es la relación entre CP y CV? Gas Ideal Gas Ideal CP-CV = nR

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

4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados Cambio de Fase a T y P constante T tiempo 100ºC H2O 1at El QP se emplea en V y en U, que depende del estado de agregación

4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados tiempo 100ºC H2O 1at Proceso Isobárico (Pcte) sin cambio de fase P=cte Si CP cte P=cte Proceso Isocórico (Vcte) V=cte Si CV cte V=cte

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

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

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

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