Energía interna y Temperatura

Presentación del tema: "Energía interna y Temperatura"— Transcripción de la presentación:

1 Energía interna y Temperatura
Termodinámica Energía interna y Temperatura

2 1.Conceptos fundamentales
Termodinámica: Ciencia macroscópica Sistema Termodinámico: porción del universo dentro de una superficie cerrada ( borde) que lo separa del entorno Aislado: no hay intercambio de energía. Adiabático: no hay intercambio de calor. Cerrado: no hay intercambio de materia. Estado de un sistema: Se especifica por los valores de ciertas magnitudes medibles experimentalmente (P, V, T..)Funciones de estado

3 1.Conceptos fundamentales
Universo Sistema Borde Presión Hidrostática == Fuerza ( en dirección normal a la superficie) por unidad de área. P =[ N m-2] unidades del S.I. 1bar = 0.1 N m-2 1atm= N m-2 ==760 mmHg

4 1.2.Equilibrio térmico y temperatura. Ley cero
Cuando dos sistemas no aislados se ponen en contacto térmico el estado evoluciona hacia un equilibrio térmico Dos cuerpos que están en equilibrio térmico no modifican su temperatura al ponerlos en contacto  están a la misma temperatura. Ley cero: cuando dos cuerpos están en equilibrio térmico con un tercero también lo están entre sí se puede definir una escala de temperaturas.

5 1.3.Escalas de temperatura
Termómetro: material que posea una propiedad termométrica: Cambie con la temperatura. Se puede medir fácilmente. Escala Celsius 0º Cpunto congelación agua a 1 atm. 100º Cpunto ebullición agua a 1 atm. Escala Farenheit 32º Fpunto congelación agua a 1 atm. 212º Fpunto ebullición agua a 1 atm.

6 Ejemplo: termómetro de mercurio
Propiedad termométrica: altura de una columna de mercurio Se calibra introduciéndolo en un baño de agua y hielo (L100) y en agua en ebullición (L0) Temperatura medida cuando se llega a una altura L  Puede haber diferencias de calibración a altas y bajas temperaturas L100 L0 L

7 1.5. Termómetros de gas y temperatura absoluta
Gas de baja densidad a volumen constante La presión es una propiedad termomética. Escala de temperaturas absoluta o de Kelvin P T º C 0º K

8 1.6. Tipos de procesos Isóbaro P = cte Isócoro V = cte
Isotermo T = cte Adiabático Q=cte Cuasiestático: sucesión de estados de equilibrio. Reversible: es posible la dirección contraria.

9 2. Ecuaciones de Estado de un gas ideal
P, V, T y n no son independientes. Ecuación de estado f( P, V, T, n)=0 PV = cte ( a T = cte) Ley de Boyle P V T2 T1

10 2. Ecuaciones de Estado de un gas ideal(2)
T/V = cte ( a P = cte) Ley de Charles - Gay-Lussac V T P1 P2

11 2. 2 Ley de los gases ideales
Número de moles Constante de los gases Constante de Boltzmann Número de Avogadro

12 3.Mecánica estadística Cada sistema macroscópico tiene un gran número de partículas necesidad de la estadística para estudiarlo. Las observaciones macroscópicas (P, V, T) corresponden a promedios estadísticos de las coordenadas microscópicas (x, v). Cada estado macroscópico es compatible con un gran número de estados microscópicos.

13 3.1. Función de distribución de Boltzmann (1)
velocidad más probable velocidad media velocidad cuadrática media f(v) v Distribución de velocidades de un gas Depende de la temperatura

14 3.1. función de distribución de Boltzmann
Número de partículas con velocidades entre v y v+dv Velocidad más probable Velocidad media Velocidad cuadrática media

15 3.2. Principio de equipartición
Energía cinética promedio para N partículas La temperatura absoluta es una medida de la energía cinética de traslación (3 grados de libertad) media de las moléculas Principio de equipartición En un sistema en equilibrio existe una energía media de kT/2 por molécula o RT/2 por mol asociado a cada grado de libertad.

16 4. Teoría cinética de los gases (suposiciones)
Cualquier volumen macroscópico de gas contiene un gran número de moléculas. Las moléculas están separadas distancias grandes comparadas con su dimensión y están en movimiento continuo. Las moléculas no ejercen fuerzas unas sobre otras ( entre colisiones se mueven en línea recta) Colisiones elásticas. Distribución de Boltzmann de velocidades. No hay posición ni dirección preferida.

17 Cálculo de la presión Se debe a la colisión de las moléculas con las paredes Número de partículas que llegan en tiempo Dt a la pared. Cambio de momento en un choque vx A Volumen vxDt Densidad de partículas Sólo la mitad van hacia  Presión Una única molécula

18 Ecuación de los gases ideales
Se debe considerar una velocidad promedio La dirección x no es una dirección especial