Motivación ¿Cómo enfría un frigorífico? ¿Cómo funciona un motor de un auto? ¿Por qué se derrite el hielo en un vaso de agua?

Aristóteles “Base del Universo” Apogeo de la Termodinámica Siglo XIX. Revolución/desarrollo industrial Con la mejora de rendimientos/eficiencias en máquinas térmicas

La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes: Temperatura Define el equilibrio térmico y la temperatura y Principio Cero Primer Principio. Equivalencia entre calor y trabajo conservación de Joule (1843) la energía Segundo Principio. Dirección según la cual tienen lugar los procesos Carnot (1824) termodinámicos Clausius (1865) Introduce el concepto de “entropía”. Establece el primer y segundo principio de forma simple: 1. La energía del universo es constante 2. La entropía del Universo tiende a un máximo Tercer Principio Fija un límite de la temperatura termodinámica y de la Nerst entropía.

Termodinámica y Nuestro Entorno Forma parte de nuestras vidas, ya que el calor emitido por los combustibles al quemar y los recursos energéticos aportados por los alimentos que ingerimos, están gobernados por principios termodinámicos. La Termodinámica tiene como objetivo el entender las interrelaciones entre los fenómenos mecánicos, térmicos y químicos. La Termodinámica estudia los fenómenos relacionados con las transferencias de energía entre un sistema y su entorno.

Termodinámica Palabras griegas: calor y potencia: Ciencia que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados del sistema. Ciencia macroscópica que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema y los cambios en las propiedades de equilibrio de los procesos.

Fundamentos Básicos de Termodinámica Algunos conceptos básicos Sistema Parte del universo que arbitrariamente separamos para estudiar el intercambio de Energía que éste tiene con el resto del universo (Entorno) Entorno Universo Sistema Frontera

Fundamentos Básicos de Termodinámica ENTORNO SISTEMA Vapor de agua Calor Calor Abierto Cerrado Aislado Intercambio : Masa y Energía Energía Nada

Fundamentos Básicos de Termodinámica Un sistema puede estar separado de su medio ambiente por varios tipos de paredes o Limites o frontera, las cuales puede ser: a) Permeables o Semipermeables b) Impermeables o Rígidos c) Adiabáticas d) Diatérmicas Frontera Entorno Sistema Permeables - Intercambio de materia - Intercambio de Energía Impermeables - No hay intercambio de materia - Intercambio de Energía

Fundamentos Básicos de Termodinámica Permeable Impermeable

Fundamentos Básicos de Termodinámica Pared Diatérmica 50ºC 50ºC 60ºC 40ºC Pared Adiabática 60ºC 40ºC

Sistemas

En resumen hasta ahora…….

Propiedades Termodinámicas ¿Qué propiedades usa la termodinámica para caracterizar un sistema en equilibrio? - Composición - Volumen - Presión Características medibles y son necesarias para caracterizar al sistema. PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS

Fundamentos Básicos de Termodinámica PROPIEDADES INTENSIVAS EXTENSIVAS No dependen de la cantidad de materia del sistema Dependen de la cantidad de materia del sistema No son aditivas Temperatura Presión Densidad Son aditivas Masa Volumen

Si las propiedades macroscópicas intensivas a lo largo de un sistema son idénticas el sistema de denomina homogéneo Si por el contrario estas propiedades no son idénticas el sistema se denomina heterogéneo

Un sistema heterogéneo puede constar de varios sistemas homogéneos a estas partes se les llama fases En este caso tenemos tres fases - La sal no disuelta - La solución - El vapor de agua

Funciones de estado Al asignar valores a unas cuantas variables, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados. Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio. DX = Xfinal –Xinicial Si X es función de estado se cumple Altura = función de estado

Ecuaciones de Estado: Relacionan funciones de estado Ecuaciones de Estado: Relacionan funciones de estado. Se determinan experimentalmente ej: Predice el comportamiento de los gases a bajas presiones y altas temperaturas. PV = nRT Ecuación de estado del gas ideal Cuando se especifica la temperatura y la presión de un mol de gas ideal, el volumen sólo puede adquirir un valor, dado por la ecuación de estado

EQUILIBRIO La termodinámica estudia sistemas en equilibrio (o procesos reversibles) no se observan variaciones macroscópicas con el tiempo Equilibrio térmico Temperatura constante en todos los puntos del sistema Equilibrio mecánico Todas las fuerzas están equilibradas Equilibrio material No hay cambios globales en la composición del sistema, ni transferencia de materia

Trayectoria = Camino que sigue el sistema cuando su estado, las Trayectoria = Camino que sigue el sistema cuando su estado, las funciones de estado, cambian con el tiempo Isotérmico (T = cte) Isobárico (P = cte) Isocórico (V = cte) Adiabático (Q = 0) Tipos de procesos Reversible Sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso. Irreversible o espontáneo Un cambio infinitesimal en las condiciones, no produce un cambio de sentido en la transformación.

Los sistemas pueden cambiar de un estado de Equilibrio a otro a través de un proceso que puede ser: PROCESO ISOTÉRMICO: Es un proceso en el cual la temperatura permanece constante durante la operación. En general, ninguna de las cantidades ΔV, Q y W son nulas. Hay una excepción: la energía interna de un gas ideal depende solamente de la temperatura. En consecuencia, para un gas ideal U2 – U1, y Q = W Se denomina gas ideal a un gas que sigue la ley PV = nRT, donde n es el número de moles, y R una constante.

P α 1/V P x V = constante P1 x V1 = P2 x V2 Ley de Boyle A cantidad y temperatura constante de gas, el volumen del gas es inversamente proporcional a su presión. P α 1/V P x V = constante P1 x V1 = P2 x V2

PROCESO ISOBÁRICO: Es un proceso a presión constante; en consecuencia: y se tendrá Si la presión no cambia durante un proceso, se dice que éste es isobárico. Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en un recipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúa a presión atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura del agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay un cambio de fase de agua a vapor.

V α T V = constante T Ley de Charles A cantidad y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. V α T V = constante T

ISOCÓRICO: Es un proceso a volumen constante, en consecuencia. W = 0, y tendremos: En un recipiente de paredes gruesas que contiene un gas determinado, al que se le suministra calor, observamos que la temperatura y presión interna se elevan, pero el volumen se mantiene igual. En un proceso que se efectúa a volumen constante sin que haya ningún desplazamiento, el trabajo hecho por el sistema es cero. Es decir, en un proceso isocórico no hay trabajo realizando por el sistema. Y no se adiciona calor al sistema que ocasione un incremento de su energía interna.

P α T P = constante T Ley de Gay Lussac A cantidad y volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. P α T P = constante T

PROCESO ADIABÁTICO Es cuando un sistema no gana ni pierde calor, es decir, Q = 0. En consecuencia,                                    El trabajo realizado sobre el sistema (-W es positivo) se convierte en energía interna, o, inversamente, si el sistema realiza trabajo (-W es negativo), la energía interna disminuye. Proceso adiabático, en termodinámica, cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia significativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste. Ej: Los motores de automóvil, presentan fenómenos adiabáticos. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático.

TEMPERATURA [K] [ºC] La temperatura es una propiedad de un objeto que está relacionada con el hecho de que el objeto esté o no en equilibrio con otro objeto con el cuál está en contacto. La temperatura es una propiedad intensiva del sistema Su cambio supone el cambio repetitivo y predecible en otras propiedades del sistema, lo que permite asignarle un valor numérico

Termómetro Electrónico Termómetros Son instrumentos que permite medir la temperatura de un sistema. Una forma usual de construirlo es utilizando una sustancia que tenga un coeficiente de dilatación que permanezca aproximadamente constante, como el mercurio (Hg). Dicha sustancia se dispone dentro de un tubo de vidrio graduado, de manera que las variaciones de temperatura conllevan una variación de longitud que se visualiza a lo largo de la escala. Termómetro de Hg Termómetro de Alcohol Termómetro Electrónico

Grado Celsius El grado Celsius, denominado grado centígrado hasta 1948, representado como °C, es la unidad creada por Andrés Celsius para su escala de temperatura. Es una de las unidades incluidas en el Sistema Internacional de Unidades y la más utilizada internacionalmente. Se define asignando el valor 0 a la temperatura de congelación y el valor 100 a la de temperatura de ebullición del agua, ambas medidas a una atmósfera de presión, y dividiendo la escala resultante en 100 partes iguales, cada una de ellas definida como 1 grado Celsius.

Kelvin El Kelvin es una unidad de temperatura creada por Lord Kelvin sobre la base de la escala centígrada, estableciendo el punto cero en el cero absoluto (-273,15°C) y conservando la misma dimensión para los grados. El Kelvin es la unidad de temperatura en el Sistema Internacional de Unidades, correspondiente a una fracción de 1/273.16 partes de la temperatura del punto triple del agua. Se representa con la letra K. Coincidiendo el incremento en un grado Celsius con el de un Kelvin, su importancia radica en el 0 de la escala: A la temperatura de 0 K se la denomina cero absoluto y corresponde al punto en el que las moléculas y átomos de un sistema tienen la mínima energía térmica posible. Ningún sistema macroscópico puede tener una temperatura inferior. °C = K - 273.15

ºF = 9ºC/5+32 ºC = (ºF-32)5/9 Grado Fahrenheit El grado Fahrenheit es una unidad de temperatura propuesta por Gabriel Fahrenheit en 1724, cuya escala fija el cero y el cien en las temperaturas de congelación y evaporación del cloruro amónico en agua. Similar a lo que fija la escala Celsius con la congelación y evaporación del agua. En la escala Fahrenheit, el punto de fusión del agua es de 32 grados, y el de ebullición es de 212 grados. Una diferencia de 1,8 grados Fahrenheit equivale a la de 1 grado centígrado. ºF = 9ºC/5+32 ºC = (ºF-32)5/9

Equilibrio Térmico El equilibrio térmico es una situación en la que dos objetos en contacto térmico uno con otro dejan de tener cualquier intercambio de calor. A B A B

Ley Cero de la Termodinámica “Cuando dos sistemas A y B están en equilibrio térmico con un tercero C, A y B también están en equilibrio térmico entre si” A B C A B C Sistema en equilibrio

Calor El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre dado a una transferencia de energía de tipo especial en el que intervienen gran número de partículas. Se denomina calor a la energía intercambiada entre un sistema y el medio que le rodea debido a los choques entre las moléculas del sistema y el exterior al mismo y siempre que no pueda expresarse macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento. El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema. El calor se considera negativo cuando fluye desde el sistema. Cuando una sustancia incrementa su temperatura de TA a TB, el calor absorbido se obtiene multiplicando la masa (o el número de moles n) por el calor específico c y por la diferencia de temperatura TB-TA. Q = m cV(TB-TA)

Calor es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores Como resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde el cuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío: La temperatura puede experimentar una variación. El estado de la materia puede cambiar (proceso isotérmico). Calorías (cal): La cantidad de calor necesaria para variar un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua. Julio (J): SI es la unidad de energía básica para el calor. 1 cal = 4,184 J

Determinación del calor específico

Determinación del calor específico a partir de datos experimentales. qplomo = -qagua qagua = m c T = (50,0 g)(4,184 J/g ºC)(28,8 – 22,0)ºC qagua = 1,4x103 J qplomo = -1,4x103 J = m c T = (150,0 g)(c)(28,8 – 100,0)ºC cplomo = 0,13 Jg-1 ºC-1

Calor de Fusión de hielo LF Es la cantidad de calor necesaria para fundir 1 g de hielo = 80 cal Capacidad calorífica del hielo es 0.5 cal / (g ºC) Calor de Vaporización LV Es la cantidad de calor necesaria para transformar 1 g de agua en vapor = 540 cal Capacidad calorífica del agua es 1 cal / (g ºC)

Trabajo El trabajo en termodinámica siempre representa un intercambio de energía entre un sistema y su entorno. Cuando un sistema sufre una transformación, este puede provocar cambios en su entorno. Si los cambios implican el desplazamiento (variación) de las fuerzas que ejerce el entorno sobre el sistema, o más precisamente sobre la frontera entre el sistema y el entorno, entonces ha habido producción de trabajo. Dependiendo del origen físico de las fuerzas aplicadas al sistema se distinguen diferentes formas de trabajo realizado. El trabajo tiene dimensiones de energía y representa un intercambio de energía entre el sistema y su entorno.

. W=F x [N.m=J] Fuerza distancia Trabajo=área uff, uff X1 X2 Trabajo realizado por el hombre Fuerza aplicada Distancia que se desplaza el objeto

TRABAJO (PV) Pext = Pint Pext > Pint Equilibrio mecánico dx Pext = Pint Estado inicial Equilibrio mecánico Estado final Pext = Pint

Diagrama P-V Área bajo la curva P-V Cuando un proceso termodinámico implica cambios en el volumen y/o en la presión, el trabajo realizado por el sistema es igual al área bajo la curva en un diagrama P-V. Área bajo la curva P-V

Calor y trabajo Se incrementa la energía interna de un sistema cuando realiza un trabajo. Se incrementa la energía interna de un sistema al proporcionarle calor al sistema.

Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

Energía interna Un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico si no hay una fuerza resultante que actúe sobre el sistema y si la temperatrua del sistema es la misma que la de sus alrededores. Energía interna: es la energía total de los componentes de un sistema (energías de los enlaces, de traslación y de rotación de las moléculas, de vibración de los átomos…). Es una función de estado y está representada por U. Función de la energía interna, U: DU = cambio en la energía interna DQ = calor neto absorbido por el sistema DW = trabajo neto realizado sobre el sistema

1. - Un gas es comprimido a una presión constante de 0. 80 atm. De 9 1.- Un gas es comprimido a una presión constante de 0.80 atm. De 9.0 L a 2.0 L. En el proceso, 400 J de energía térmica salen del gas. a) ¿Cuál es el trabajo efectuado por el gas? b) ¿Cuál es el cambio en su energía interna? Solución: (a) El trabajo a presión constante esta dado por W = p(Vf – Vi) W = (0.80 atm)((2.0 L – 9.0 L) W = (0.80 x 1.01325 x 105 Pa)(-7.0 x 10-3 m3) W = - 567.4 J (b) De acuerdo con la primera ley de la termodinámica: ΔU = Q - W ΔU = 400 J – (–567.4 J) ΔU = 167.4 J

Ejemplo: 1.- Calcule la variación de energía interna de un gas que absorbe 37 J de calor y sobre el que se realiza un trabajo de 25 J ΔU = Q - W SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 ΔU = 37 J + 25 J = 62 J 2.- Calcule el calor que intercambia un sistema con el entorno cuando dicho sistema realiza un trabajo de 213 J y su energía interna aumenta 79 J. R: 292 J 3.- Un gas absorbe 235 J de calor y su energía interna aumenta en 2255 J. Calcule el trabajo. R: 2020 J

4.- Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un auto se liberan 120 kJ. Si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ, calcule cuánto valdrá la variación de energía interna del sistema ΔU = Q + W = –120 J + (–50 J) = –170 J 5.- Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla la variación de energía interna del sistema. ΔU = Q + W = 80 J + (–150 J) = –70 J

¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC en vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm = 101300 Pa? Datos: Ce(agua) 4180 J·kg–1·ºC–1; Lv = 2257 kJ·kg-1; R = 8,31 J ·mol–1·K–1; d(agua) = 1000 kg · m–3 Q1 = m · Ce · ΔT = 0,100 kg · 4180 J·kg–1·ºC–1 · 75ºC = 31350 J Q2 = m · LV = 0,100 kg · 2257 kJ·kg–1 = 225700 J Q = Q1 + Q2 = 31350 J + 225700 J = 257050 J V1 = m = 0,1 kg = 10–4 m3 d 1000 kg · m3 V2 = m ·R ·T = 0,1 kg·8,31 J·mol–1·K–1·373 K = 0,17 m3 M · p 0,018 kg · mol–1 · 101300 Pa ΔV = V2 – V1 = 0,17 m3 – 10–4 m3 = 0,17 m3 W = –101300 Pa · 0,17 m3 = –17220 J ΔU = Q + W = 257000 J + (–17220 J) = 239800 J

1) ¿Cuántos Kelvin son 72°F? a.- 180 K b.- 295,2 K c.- 372 K 2) ¿Por qué para soldar las planchas de aluminio en los aviones se utilizan remaches y no tornillos o pegamentos de contacto? a.- Los tornillos no son seguros b.- Para que la dilación ajusten los remaches c.- Los remaches son más seguros   3) Es un ejemplo de proceso adiabático:   a.- Los motores de automóvil b.- Ebullición del agua c.- Un termo con agua caliente

4) Es un ejemplo de proceso isobárico: a.- El agua congelada de una refrigeradora. b.- El calentamiento de un gas en un recipiente sellado herméticamente. c.- La ebullición del agua en un recipiente abierto.   5) En un proceso Isocórico es constante: a.- La presión. b.- El volumen. c.- La temperatura.   6) En un proceso Isotérmico es constante: a.- La presión. b.- El volumen. c.- La temperatura.  

7) En un proceso Isobárico es constante: a.- El volumen. b.- La presión. c.- La temperatura. 8) En un proceso adiabático se cumple: a.- La energía interna de un gas es función de la temperatura exclusivamente. b.- Si la presión no cambia durante un proceso c.- La transferencia de calor hacia el sistema o proveniente de él es cero.   9) La afirmación correcta es: a.- En un proceso isotérmico la temperatura no permanece constante durante la operación. b.- En un proceso isocórico no hay trabajo realizando por el sistema. c.- Si la presión cambia durante un proceso, se dice que éste es isobárico

Fundamentos Básicos de Termodinámica Química Verdadero o Falso Todo sistema aislado es cerrado Todo sistema cerrado está aislado Para una cantidad fija de gas ideal, el producto PV permanece constante en cualquier proceso

2.- Explique la “Ley cero de la termodinámica” Control Nº 1 1.- Defina: a) Sistema adiabático b) Proceso isocórico 2.- Explique la “Ley cero de la termodinámica” 3.- Identifique los procesos en la gráfica Presión versus volumen P Proceso 1-2= Proceso 2-3= Proceso 1-3= 1 3 2 V