Termodinámica

Consideraciones
generales

El término "termodinámica" proviene de dos
palabras de raíz: "termo", que significa calor y
"dinámicos", que significa la energía en
movimiento, o de poder. Esto también explica por
qué las leyes de la termodinámica son a veces
vistos como leyes de "Energía de
calentamiento."

Puesto que el calor es energía térmica,
simplemente, en este capítulo, vamos a revisar conceptos
básicos de energía y sentar las bases para la
discusión a fondo sobre la energía de calor y
establecer el tono para el debate sobre los temas más
complejos en la termodinámica.

La capacidad de un objeto, una entidad o un sistema para
realizar un trabajo se llama energía. La energía es
una magnitud física escalar. En el Sistema Internacional
de Unidades (SI), la energía se mide en Newton-metros (Nm)
o Joules, mientras que en el sistema de unidades de U.S., la
energía se mide en pies-lbf, Btus, o calorías. En
el campo de la electricidad, la energía se mide en
watts-hora (Wh), kilowatts-hora (kWh), gigawatts-hora (GWh),
terawatts-hora (TWh), etc unidades para la energía, tales
como pies-lbs y Nm, seleccione la equivalencia de la
energía con un torque (momento) y el trabajo. La
energía existe en muchas formas. Algunas de las formas
más comunes de energía y unidades asociadas, son
los siguientes:

• 1) Kinetic Energy, medido en
  pies-lbf, BTUs, Joules, Nm (1 Nm = 1 Joule), etc. Cuando, Btu
  es sinónimo de unidades térmicas
  británicas 2) Potencial Energy, medido en pies-lbf,
  BTUs, Joules, Nm, etc

3) Energy térmica, o calor (Q);
comúnmente medido en calorías, BTUs, Joules,
etc.

4) Energy Interna (U); comúnmente
medido en Kcal, calorías o Joules.

5) Energía eléctrica, medido
en watts-hora (Wh), kilowatt-hora (kWh) y los cavalos de
fuerza-hora (HP-horas), etc.

6) Energía gravitacional, medido en
pies-lbf, Joules, Nm, etc.

7) La energía de sonido, medida en
Joules.

8) Energía de Luz; se mide en
Joules.

9) La energía elástica,
medido en pies-lbf, BTU, Joules, Nm, etc.

10) Energía electromagnética,
medida en Joules.

11) Energy Presión, medida en
pies-lbf, BTU, Joules, Nm, etc.

• Temperatura

La temperatura puede ser definida como una medida de la
energía cinética media de las partículas en
una sustancia, donde dicha energía es directamente
proporcional al grado de calor o frío de la
sustancia.

Mientras que la temperatura es uno de los principales
parámetros de la termodinámica, debe quedar claro
que la temperatura no es una medida directa de calor, Q.
Temperatura es, sin embargo, es un parámetro que es
instrumental en la determinación de la dirección
del flujo de calor, Q. En que, el calor viaja de cuerpos a
temperatura más alta a los cuerpos a temperatura
más baja. Este papel de la temperatura concuerda con las
leyes de la termodinámica.

Desde la perspectiva de la física, la temperatura
es un indicador del nivel de la energía cinética
poseída por átomos y moléculas en las
sustancias. En los sólidos, a mayor temperatura, los
átomos oscilan o vibran a una frecuencia más alta.
En los gases atómicos, los átomos, a temperaturas
más altas, tienden a exhibir un movimiento más
rápido de traslación. En los gases moleculares, las
moléculas, a temperaturas más altas, tienden a
mostrar mayores tasas de movimiento vibracional y
rotacional.

A pesar de que, para un sistema en equilibrio
térmico a un volumen constante, la temperatura es
termodinámicamente definida en términos de su
energía (E) y la entropía (S), como se muestra en
la ecuación 4, a diferencia de la presión,
temperatura no es comúnmente reconocida como una entidad
derivada y, por lo tanto, las unidades de temperatura que no se
derivan de las unidades de otras entidades independientes
(Anderson, G.M. 2005; Alves, L. M. 2007; Rauf, S. B.
2012).

Ecuación 1.

El símbolo universal de la temperatura es: T. La
unidad de la temperatura, en el SI, o métrica, es °C o
grados Celsius. En el sistema de la escala de temperatura
Celsius, 0°C representa el punto de congelación del
agua. La unidad para la temperatura, en los U.S. o imperial,
°F o grados Fahrenheit. En el sistema de la escala de
temperatura Fahrenheit, 32 °F o grados Fahrenheit representa
el punto de congelación del agua.

1.2. Temperatura absoluta

A diferencia del sistema de la escala de temperatura
Celsius, donde 0°C representa el punto de congelación
del agua, la escala de temperatura absoluta define independiente
de la temperatura de las propiedades de cualquier sustancia
específica. De acuerdo con las leyes de la
termodinámica, el cero absoluto no se puede alcanzar,
porque esto requeriría un sistema termodinámico que
ser eliminado por completo del resto del universo. El cero
absoluto es la temperatura teórica en la cual la
entropía alcanzará su valor mínimo. El cero
absoluto se define como 0°K en la escala de Kelvin y como
-273,15 °C en la escala Celsius. Esto equivale a -459,67
°F en la escala Fahrenheit.

Se postula que un sistema en el cero absoluto
poseería quantum finito, mecánica, energía
de punto cero. En otras palabras, mientras que el movimiento
molecular no cesar por completo en el cero absoluto, el sistema
carecería de suficiente energía para iniciar o
mantener la transferencia de la energía a otros sistemas.
Sería, por lo tanto, ser más exacto decir que la
energía cinética molecular es mínimo en el
cero absoluto.

De acuerdo a la segunda ley de la termodinámica
(que se examinan más adelante en este texto), a
temperaturas cercanas al cero absoluto, el cambio en la
entropía tiende a cero. Esto concuerda con la
estipulación de que las temperaturas de los sistemas u
órganos se acercan al cero absoluto, la transferencia de
energía térmica disminuye. La ecuación 7 es
enunciado matemático de la Segunda Ley de la
Termodinámica.

Ecuación 2.

Los científicos, en condiciones de laboratorio,
han alcanzado temperaturas cercanas al cero absoluto. Medida que
la temperatura se acerca al cero absoluto, la materia presenta
efectos cuánticos tales como la superconductividad y la
superfluidez. Una sustancia en un estado de superconductividad
tiene resistencia eléctrica cercanos a cero. En el estado
de superfluidez, la viscosidad de un fluido se aproxima a cero.
En el sistema métrico o SI, la temperatura absoluta se
mide en ºK. El sistema de la temperatura absoluta se debe
utilizar para todos los cálculos termodinámicos,
menos que sea requerido de otro modo (Rauf, S. B.
2012).

1.3. Ley de Conservación de la
Energía

La ley de conservación de la energía
establece que la energía puede transformarse de una forma
a otra, pero no puede ser creada ni destruida. Esto se puede
expresar matemáticamente como:

1.3.1. Formas de energía en mecánica y
sistemas termodinámicas

1.3.1.1. Energía potencial

La energía potencial se define como la
energía poseída por un objeto en virtud de su
altura o elevación. La energía potencial puede ser
definido, matemáticamente, de la siguiente
manera:

1.3.1.2. Energía
cinética

La energía cinética se define como la
energía poseída por un objeto en virtud de su
movimiento. La energía cinética se puede definir,
matemáticamente, de la siguiente manera:

1.3.1.3. Energía de
Presión

La energía almacenada en un sistema en forma de
presión se conoce como energía de presión.
Por ejemplo, la energía almacenada en un tanque de aire
comprimido es energía de presión. Energía de
presión se puede expresar matemáticamente de la
siguiente manera:

1.3.1.4. El calor y la energía interna de un
sistema

Si se agrega o quita de un sistema, el calor "Q" en
ausencia de red realizado por o en el sistema, el cambio en la
energía interna "U" de un sistema sería:

Cuando Q es positivo cuando el calor fluye en un sistema
termodinámico y es negativo cuando el calor sale de un
sistema.

Energía interna específica "u" se define
como la energía interna por unidad de masa. Las unidades
de energía interna son Btu/lbm, en el sistema de U.S. y
son kJ/kg, en el sistema métrico o sistema SI.

Unidades de Conversión asociados con la
energía de calor:

Algunas de las unidades de energía de calor
comunes y fórmulas de conversión de unidades se
enumeran a continuación:

• La conversión de la energía
  térmica se mide en BTU a toneladas y toneladas a Btu
  :

– 1 x Btu (8.333x 10,5 toneladas / Btu) = 0.00008333
toneladas

– 1 tonelada x (12.000 Btu / ton) = 12,000
Btu

• La conversión de la energía
  térmica se mide en BTU a kWh y kWh a Btu:

– 1 Btu x (2,928 x 10 -4 kWh/Btu) = 0.0002928
kWh

– 1 kWh x (3.413 Btu/kWh) = 3413 BTU

1.4. Trabajo realizado en un sistema
termodinámico

En el dominio de la termodinámica, el trabajo
constituye el fenómeno de cambiar el nivel de
energía de un objeto o un sistema. El término
"sistema", en la termodinámica, a menudo se utiliza para
representar el medio. Por ejemplo, en el caso de una abierta
termodinámico como vapor accionado por turbina de vapor se
considera como un sistema de la realización de trabajos en
los alrededores, es decir, la turbina de tal sistema.

En un sistema termodinámico, el trabajo es
positivo cuando un objeto o sistema realiza trabajo sobre el
entorno. Ejemplo: Si se consideran los álabes de un
compresor de aire para constituir el sistema, entonces el trabajo
realizado en el aire, por las paletas en un compresor de aire,
sería positivo. El trabajo es negativo cuando los
alrededores realizan trabajo sobre el objeto. Inflar de una balsa
o un tubo interior constituye un trabajo negativo ya que el aire
(medio ambiente y entorno) realiza el trabajo en las paredes de
la balsa o tubo (el sistema) durante el proceso de
inflación (Rauf, S. B. 2012)).

1.5. Calor específico

• Potencia

El concepto de poder se introdujo
brevemente en el capítulo anterior. Introdujimos el hecho
de que el poder es la tasa de rendimiento del trabajo, o P =
Trabajo/Tiempo transcurrido y que una de las formas de
energía se puede calcular es a través de la
relación matemática Potencia = Fuerza x Velocidad.
La contrapartida de la última fórmula de poder, en
el ámbito del movimiento de rotación, sería
Potencia = Torque x velocidad de rotación.

Unidades de Potencia

U.S./Sistema de unidad Imperial: hp, ft-lbf/sec,
ft-lbf/min, Btu/seg

SI o métrico: Watts, kW, MW, GW, TW (10 12
W)

Factores de conversión de energía
común en el sistema SI

1 J/s = 1 N-m/s = 1 W

1 kJ / s = 1 kW

1000 kW = 1 MW

1.055 kJ/s = 1 Btu/s

1CV = 746 Watts = 0.746 kW = 550 ft-lbf/sec

Puesto que las unidades de potencia y energía se
confunden a menudo, también vamos a examinar las unidades
comunes de energía para que las similitudes y diferencias
entre las unidades de potencia y energía pueden ser
observados y anotados.

Unidades de Energía

U.S./Sistema de unidad Imperial: ft-lbf, Btu

SI o Sistema de unidad métrico

Nm, Joules o J, Wh, kWh, MWh, GWh, TWh (10 12
Wh)

Factores de conversión energética
común

1 J = 1 N-m

1 W x 1 h = 1 Wh

1 kW x 1h = 1 kWh

1000 kW x 1h = 1 MWh

1 Btu = 1,055 J = 1.055 kJ

1 Btu = 778 ft-lbf

1 hp x 1 hora = 1 hp-hora

2.1. Eficiencia

La eficiencia se define, generalmente, como la
relación de la salida a la entrada. La salida y la entrada
pueden estar en forma de poder, la energía o el trabajo.
Eficiencia asume una definición más
específica cuando se considera en el contexto de una forma
específica de energía, el trabajo o la potencia. El
concepto de eficiencia, cuando se aplica en el dominio de la
termodinámica, puede implicar el poder, la energía
o el trabajo.

En la termodinámica, cuando la energía es
el objeto de análisis, la eficacia se define como
sigue:

Como obvio a partir de las definiciones de la eficiencia
por encima, ya que la energía no puede ser creada, la
eficiencia es siempre menor que 1, o menos de 100%. El resultado
decimal de eficiencia a menudo se convierte en, y declaró
que, un valor porcentual.

En la siguiente sección, vamos a explorar la
relación entre el poder y la eficiencia de vapor, sistemas
mecánicos y eléctricos, y desarrollar una mejor
comprensión de la fuerza de tracción en los
sistemas de generación de energía eléctrica
de tipo vapor.

2.2. Potencia-vapor, Mecánica y
Eléctrica

La potencia suministrada por el vapor a los
álabes de la turbina de vapor P, en un escenario
simplificado, sin pérdida de calor, sin pérdida de
carga cinética, sin pérdida de energía
potencial y escenario de la pérdida de energía de
fricción cero puede ser representada por la
relación matemática se indica en forma de la
ecuación 13. En el contexto de flujo de energía de
vapor a la electricidad, la relación funcional entre la
energía eléctrica,

3. Estudio de la entalpía y
entropía

3.1. Entalpía

La entalpía se define como el
contenido total de calor o energía útil total de
una sustancia. El símbolo de entalpía es "h".
Entalpía también se considera que es la suma de la
energía interna "u" y el flujo de energía (o
trabajo de flujo) p.V Esta definición de entalpía
se puede expresar matemáticamente de la siguiente
manera:

Con el fin de mantener la coherencia de unidades
termodinámicas en situaciones prácticas, donde el
cálculo se realiza en unidades de U.S., una forma
más adecuada de la ecuación de entalpía de
la ecuación 14, sería de la siguiente
manera:

Tenga en cuenta que en el sistema de unidades SI, una
versión alternativa de la ecuación entalpía
Ecuación 34 no es necesario porque las unidades de la
ecuación 33 son congruentes.

Entalpía también se pueden
cuantificar en forma molar. En forma molar, entalpía se
conoce como entalpía molar y representado por el
símbolo "H". Las unidades para molar entalpía H son
Btu / lbmole, en el sistema de los U.S, y son kJ / kmol, en el
sistema métrico o sistema SI. Cuando un mol de una
sustancia se define o se calcula mediante la división de
la masa de dicha sustancia por el peso atómico de la
sustancia, si es un sólido, o por el peso molecular, si es
un líquido o gas. La ecuación matemática
para la entalpía molar de "H", es la siguiente:

H = U + p.V Ecuación 16

Cuando, U = Molar interior de la energía, puede
ser expresado en Btu/lbmol (U.S. Unidades) o kJ / kmol (unidades
SI)

p = presión absoluta se mide en Pa (Unidades SI),
libras por pie cuadrado (Unidades de U.S.) o lbf/ft2

V = volumen molar específico medido en m3/kmol
(Unidades SI), o ft3/lbmole (Unidades de U.S).

3.2. Entropía

La entropía se define como la forma no
productores de trabajo de la energía. También es
considerado como la energía que no está disponible
para realizar trabajo útil en un determinado entorno. El
símbolo de la entropía es "s". Algunos hechos,
principios y leyes asociadas a la entropía se resumen a
continuación:

• Aumento de la entropía se
  refiere a la producción como la entropía. La
  entropía absoluta total de un sistema se dice que es
  igual a la suma de todas las entropías absolutas que
  se han producido durante la vida del sistema.

• De acuerdo con la tercera ley de la
  termodinámica, la entropía absoluta de un
  sólido cristalino perfecto, en equilibrio
  termodinámico, se aproxima a cero a medida que la
  temperatura se aproxima al cero absoluto.

S = 0

4. Fases del Agua y asociado con la
Termodinámica

Propiedades termodinámicas y de
fases de una sustancia se definen y se determinan por dos
propiedades importantes, a saber, temperatura y presión.
Tres fases más comunes de una sustancia son los
siguientes: 1) Sólido; 2) Líquido; 3) gaseoso.
Estas tres fases, subcategorías dentro de estas fases, y
otros términos termodinámicos
pertinentes.

4.1. Calor Sensible, Calor latente

El calor sensible es el calor requerido, o absorbido, en
el aumento de la temperatura de una sustancia, sin un cambio de
fase. Ejemplo: El calor necesario para elevar la temperatura del
agua de 60 °F a 80 °F, a nivel del mar, o una
presión de 1 atm.

El calor latente es el calor que se requiere o se
absorbe en el cambio de la fase de una sustancia. Calor latente
de fusión, sublimación y vaporización del
agua se enumeran en unidades SI/métricos y / unidades
imperiales estadounidenses.

4.2. Temperature y Presión de
Saturación

Temperatura de saturación, a una presión
dada, es la temperatura por debajo de la cual un gas o vapor se
condense a fase líquida. Por ejemplo, la temperatura de
saturación a presión atmosférica
estándar de 101 kPa (0.1014MPa) es 100 °C. Ahora, si
la presión se reduce a 12.4 kPa (0,0124 MPa), la
temperatura de saturación caería a 50
°C.

Presión de saturación, a una temperatura
dada, es la presión por encima del cual un gas o vapor se
condense a fase líquida. Por ejemplo, la presión de
saturación a una temperatura de 100 °C es 101 kPa
(0.1014MPa).

Ahora, si la presión se aumenta a (1,5547 MPa),
la temperatura de saturación se eleva a 200 °C. En
otras palabras, si la presión se incrementa a 1.554,7 kPa,
punto de ebullición del agua se duplicará, de 100
°C a 200 °C. Esto también significa que si las
condiciones iniciales de temperatura y presión son 100
°C es 101 kPa, y la presión se aumenta en casi 15
veces, hasta 1,5547 kPa, el agua ya no sería en la fase de
agua saturado; que en su lugar volver a caer en el líquido
subenfriado.

4.3. Líquido subenfriado y
saturado

Cuando la temperatura del líquido
que es menor que su punto de ebullición, a una
presión dada, se hace referencia a estar en un estado
subenfriado. Ejemplo: El agua a temperatura ambiente (77 °F,
25 °C), a nivel del mar (1 ATM o 1 bar), se considera que
está subenfriado, en que, la adición de una
pequeña cantidad de calor no hará que el agua a
hervir.

Cuando la temperatura de un líquido es casi en su
punto de ebullición, tales que la adición de una
pequeña cantidad de energía de calor haría
que el líquido a ebullición, que se dice que
está saturado. En otras palabras, se satura con calor y no
puede aceptar calor adicional sin evaporación en fase de
vapor.

4.4. Vapor saturado y Fase
líquido-vapor

De vapor que se ha enfriado en la medida en que es casi
en el punto de ebullición, o el punto de
saturación, y en el borde de la condensación, se
llama un vapor saturado.

Una sustancia se dice que está en una fase
líquido-vapor cuando su temperatura es igual o ligeramente
mayor que el valor de la temperatura saturado correspondiente a
su presión. Cuando el agua está en la fase de
líquido-vapor, en la mayoría de los casos, una
porción del volumen total de agua se ha evaporado; la
parte restante está en estado de agua saturada.

4.5. Punto crítico y Punto
Triple

Si la temperatura y la presión del líquido
que se incrementan, con el tiempo, se llega a un estado en el que
las fases de líquido y vapor coexisten y son
indistinguibles.

Punto triple de una sustancia es un estado en el que las
fases sólida, líquida y gaseosa
coexisten.

5. Leyes de la Termodinámica

Este capítulo analiza las principales
categorías de los sistemas termodinámicos basados
??en su interacción con el entorno o medio ambiente. Las
tres categorías principales de los sistemas
termodinámicos son introducidos y las diferencias
fundamentales que existen entre ellas se explican. La
diferenciación entre los tres tipos de sistemas
termodinámicos se refuerza a través de tablas de
referencias cruzadas de propiedades características. Dado
que los sistemas termodinámicos abiertos son algo
más común que otros tipos de sistemas
termodinámicos (Rauf, S. B. 2012).

5.1. Categorías principales de sistemas
termodinámicas

Sistemas termodinámicos se pueden
clasificar en miles de formas. Sin embargo, en este
capítulo nos centraremos en la categorización de
los sistemas termodinámicos basados ??en su
interacción con el entorno o medio ambiente. Desde el
sistema y el entorno termodinámico perspectiva interfaz,
sistemas termodinámicos se pueden clasificar de la
siguiente manera:

1. Sistemas termodinámicos Abiertos

2. Sistemas termodinámicos Cerrado

3. Sistemas termodinámicos aislados

La disciplina de ingeniería y el estudio de la
ciencia, en general, utilizan los principios y leyes para el
desarrollo o la derivación de ecuaciones. Estas ecuaciones
son la representación matemática de los principios
y leyes de ingeniería o científicos. Por supuesto,
el propósito clave para derivar o el desarrollo de las
ecuaciones es ser capaz de definir o determinar el valor de
entidades desconocidas o variables desconocidas.

En nuestro esfuerzo continuado ampliando nuestra lista
de herramientas para el análisis de sistema
termodinámico, en este momento, vamos a explorar la
primera ley de la termodinámica.

5.2. Primera Ley de la
Termodinámica:

La primera ley de la termodinámica es una
declaración de la ley de conservación de la
energía en el ámbito de la termodinámica. En
otras palabras, la energía neta de entrar en un sistema
termodinámico es igual a la variación neta de la
energía interna del sistema más el trabajo
realizado por el sistema (Alves, L. M. 2007; Rauf, S. B.
2012).

Toda la energía y el trabajo se contabilizan a
todos los puntos del sistema termodinámico. Por supuesto,
el estado de la energía en un momento dado se compara con
otro punto del sistema a medida que se aplican las leyes de la
termodinámica para derivar ecuaciones para el sistema o el
análisis de procesos. A medida que nos transformamos la
primera ley de la conservación de la energía en una
ecuación con la aplicación práctica y el
significado, es importante reiterar que la energía, el
calor y el trabajo son matemáticamente equivalentes.
Energía, calor y trabajo pueden, por lo tanto, pueden
sumar o restar de forma lineal en una ecuación.

Declaración de Matemática de la primera
ley de la termodinámica en un sistema cerrado
termodinámica es la siguiente:

El constante flujo de energía de ecuaciones, o la
SFEE (Steady Flow Energy Equation), lo que representa la
aplicación de la primera ley de la termodinámica en
un sistema abierto termodinámico se pueden escribir en el
específico, o por unidad de masa, la forma
como:

Este constante flujo de energía La
ecuación se afirma en el SI o sistema
métrica.

Cuando,

Esta versión del SI de la SFEE puede ser escrito,
en una forma más útil, para un cálculo de
potencia en sistema de turbina tipo abierto como:

Cuando,

5.3. Segunda Ley de la
Termodinámica

La Segunda Ley de la Termodinámica se puede
afirmar de múltiples maneras. La Segunda Ley de la
Termodinámica es también conocida como la ley de la
entropía creciente. Mientras que la cantidad de
energía total se mantiene constante en el universo
según lo estipulado por la Primera Ley de la
Termodinámica, la segunda ley de la termodinámica
establece que la cantidad de útiles, la producción
de trabajo, la energía en el universo sigue disminuyendo;
irremediablemente perdida en forma de energía utilizable
(Alves, L. M. 2007; Rauf, S. B. 2012)..

Dado que la entropía se define como la
energía inutilizable, la Segunda Ley de la
Termodinámica se puede interpretar a afirmar que en un
sistema cerrado, como el universo, la entropía sigue
aumentando. En otras palabras, la segunda ley de la
termodinámica establece que la entropía neta
siempre debe aumentar en procesos cíclicos
prácticos, irreversibles.

La segunda ley de la termodinámica también
puede ser declarado matemáticamente en forma de la
ecuación 31.

Ecuación 31.

Ecuación 50 estipula que el aumento
de entropía de un sistema termodinámico debe ser
mayor que o igual a la integral de la incrementales de calor
absorbido, dividida por la temperatura durante cada
absorción de calor incrementales. Declaración
Kevin-Planck de la segunda ley de la termodinámica,
efectivamente, implica que es imposible construir un motor
cíclico que tiene una eficiencia del 100%.

6. Los procesos termodinámicos

Los procesos termodinámicos son procesos que
implican calor, energía interna, entalpía, la
entropía, el trabajo, la presión, la temperatura y
el volumen. En esta sección, vamos a explorar los
siguientes procesos termodinámicos e ilustrar estos
procesos con ejemplos prácticos:

1. Proceso adiabático

2. Proceso isoentálpica

3. Proceso isócoro

4. Proceso isotérmico

5. Proceso isobárico

6. Proceso isentrópico

1. Proceso adiabático es un proceso
termodinámico en el que no hay calor, ya sea entre o salga
de los límites del sistema termodinámico. Un
proceso adiabático también puede explicarse a
través de las siguientes frases o ecuaciones
matemáticas:

Ecuaciones 32 y 33 en esencia establecen que en un
proceso adiabático, en el que el calor no se gana o se
pierde, todo trabajo realizado en el sistema o por el sistema se
transforma en un cambio neto en la energía interna del
sistema. Como se ha dicho específicamente arriba, Eq. 32
representa un escenario en el que está implicado un
trabajo negativo.

Ecuación 32 se puede replantear como:

Es importante señalar que si bien esta
reformulación de la ecuación 52 mantiene la
ecuación matemáticamente equivalente a la
versión original, los cambios de significado
físico. Ecuación 32a representa un escenario en el
que el trabajo es positiva y se realiza por el sistema en el
medio ambiente o entorno. Dado que este es un proceso
adiabático, no hay transferencia o intercambio de calor.
Por lo tanto, en este caso, el trabajo se realiza por el sistema,
en los alrededores, a expensas de la energía interna del
sistema. El negativo significa una reducción en la
energía interna del sistema. El trabajo realizado en los
procesos adiabáticos, tales como la realizada por el
compresor en el refrigerante, se representa por la
ecuación 33.

En un proceso adiabático reversible, tales como
la carrera de compresión en un motor de gasolina de
combustión interna, el producto de la presión y el
volumen se representa como se muestra en la ecuación.
34

Proceso de estrangulación en un sistema de
refrigeración es un ejemplo de un proceso
adiabático que se produce en la válvula de
expansión; donde se permite un sistema de líquidos
de alta presión (refrigerante) para expandir a un
líquido bajo presión, sin absorción o
liberación de energía de calor.

El trabajo realizado en el refrigerante es un trabajo
negativo, o "- W." Ya no hay calor es liberada por el sistema,
este trabajo negativo, de acuerdo con la ecuación 52 y la
ley de conservación de la energía, se transforma en
energía interna del refrigerante. La compresión de
vapor, por lo tanto, es un proceso adiabático. Como se
discute más adelante en este texto, el segmento de
compresión del ciclo de refrigeración no es
sólo adiabática sino también un proceso
isentrópico.

1) El proceso termodinámico es adiabático
significativo, no se intercambia calor con el medio
ambiente.

2) El trabajo se lleva a cabo ni por el sistema en el
entorno ni se lleva a cabo por el entorno en el
sistema.

3) No hay ningún cambio en la energía
cinética del sistema o fluido.

Proceso de estrangulación en un sistema de
refrigeración es un ejemplo de un proceso de
isoentálpica. Estrangulación de un líquido
refrigerante a alta presión a una fase líquida de
baja presión es un proceso adiabático; es decir, no
se intercambia calor con el medio ambiente. Por otra parte, no se
realiza trabajo en o por los alrededores, y no hay ningún
cambio en la energía cinética del
fluido.

Otros ejemplos de procesos isentálpica
prácticas incluyen el levantamiento de una válvula
de alivio o válvula de seguridad en un recipiente a
presión. La entalpía específica del fluido
en el interior del recipiente de presión es la misma que
la específica entalpía del mismo fluido
inmediatamente después de que se escapa del recipiente. En
tal escenario, la temperatura y la velocidad de escape de fluido
pueden calcularse si se conoce la entalpía.

Un proceso isoentálpica sigue la línea
isoterma a una temperatura específica, y a lo largo de la
isoterma de la siguiente relación entre entalpía,
la temperatura y el calor específico es
válido:

dh = cp dT = 0

Los ejemplos adicionales de proceso isoentálpica
se referencian más adelante en este capítulo, bajo
el ciclo del motor discusión calor.

Un proceso isobárico es un proceso
termodinámico en el que la presión se mantiene
constante, donde la curva representa una isobara. A pesar de que
la temperatura varía como una función de la
entropía en este gráfico, la presión se
mantiene constante.

Etapa de evaporación de un ciclo de
refrigeración representa un proceso isobárico en
que la presión permanece constante a medida que el sistema
líquido de baja presión se evapora o se cambia de
fase de líquido a gaseoso mediante la absorción de
la energía de calor del aire que pasa a través del
intercambiador de calor. En un proceso
isobárico:

Un proceso isotérmico es un proceso
termodinámico en el que la temperatura se mantiene
constante. En los procesos isotérmicos, no hay
ningún cambio en la energía interna debido a la
energía interna está directamente relacionada con
la temperatura. Esto es validado por la ecuación 35. Por
otra parte, según lo estipulado por la ecuación.
36, no hay ningún cambio en entalpía. Algunas de
las ecuaciones con aplicaciones prácticas en los procesos
isotérmicos sistema cerrado se enumeran a
continuación:

Cuando,

El etapa de evaporación de agua
latente en el proceso de generación de vapor es un proceso
isotérmico porque la temperatura del agua y de vapor
saturado se mantiene constante hasta que se llegó a la
conclusión de todo evaporación. El trabajo de "W",
realizado en un sistema isotérmico, Cuando el
trabajo

Un proceso de volumen constante también se conoce
como un proceso isométrica o un proceso de
iso-volumétrica. En un proceso termodinámico
volumen constante, el volumen de un sistema cerrado permanece
constante mientras que otros parámetros, es decir,
presión, energía interna y la temperatura
varían. Energía de presión, el trabajo, el
volumen y la presión están relacionados por la
ecuación siguiente:

En otras palabras, en un proceso
isométrica o isócoro, el calor añadido al
sistema se transforma en el nivel más alto de la
energía interna del sistema de "U" Proceso
isentrópico, en un sistema termodinámico, es un
proceso en el que la entropía del sistema se mantiene
constante. Cualquier proceso adiabático reversible es un
proceso isentrópico.

6.1. Proceso de estrangulación y Punto de
inversión:

Proceso de estrangulación en un sistema
termodinámico es un proceso adiabático que consiste
en una caída de presión significativa pero
ningún cambio en la entalpía del sistema.
Además, en un proceso de estrangulación, no se
intercambia calor con el entorno y no hay trabajo se realiza en o
por el sistema. Dado que la entalpía en un proceso de
estrangulación permanece constante, un proceso de
estrangulación es también un proceso
(entalpía constante) isoentálpica.

En un proceso de estrangulación:

En los sistemas de gas ideal, los procesos son procesos
de limitación de temperatura constante. En escenarios de
gases reales, el cambio de temperatura hace ocurrir cuando se
estrangula el gas. Sin embargo, para cada gas real, bajo un
conjunto dado de condiciones, hay un punto de temperatura a la
cual no hay cambio de temperatura se produce cuando se estrangula
el gas. Esta temperatura se denomina un punto de
inversión. Por aire, la temperatura máxima de la
inversión es 603 °K.

Un sistema termodinámico se dice que está
en equilibrio cuando se encuentra en un producto químico,
estado térmico, mecánico, de convección y de
radiación de equilibrio. Un sistema termodinámico
en equilibrio no experimenta cambios químicos,
térmicos, mecánicos, radiación y
convección cuando se aíslan o aislados de los
alrededores.

Algunos sistemas termodinámicos están en
equilibrio al comienzo de un proceso y están en equilibrio
hacia el final de un proceso.

Sin embargo, estos sistemas pueden desviarse de
equilibrio en los puntos intermedios del proceso. Tales procesos
se denominan como procesos cuasi estático o cuasi
equilibrio. Tales procesos se dice que constituyen pasos
infinitesimales. Dado que los cambios de propiedad en cada uno de
estos pasos son pequeños, para todos los propósitos
intensivos, se supone que estos pasos para representar fases en
equilibrio cortas.

6.2. Proceso Polytropic

Procesos Polytropic pertenecen a los gases y son
procesos que funcionan de acuerdo con la ecuación
politrópico del Estado:

Ecuación 44

Cuando, "n" es un exponente politrópico y es una
propiedad intrínseca de los equipos y no el sistema
gaseoso. Por ejemplo, el exponente politrópico "n" para
compresores de aire oscila desde 1,25 hasta 1,3.

Tenga en cuenta la diferencia entre la ecuación
de proceso politrópico Eq. 44 y la ecuación de la
ley de los gases ideales Eq. 44ª

Ecuación 45

Ecuación 65, que es también una
representación matemática de una ley de los gases
ideales se refiere como la Ley de Boyle, puede ser reorganizado y
se escribe como:

V1 P1 = P2 V2 Ecuación
45a

Una comparación entre la ecuación 45a y la
ecuación. 44 revela que una diferencia destacada entre el
comportamiento de un gas ideal, en condiciones ideales, y los
gases ideales (aire) que opera bajo la especificación de
equipo específico es que bajo las limitaciones de equipos
específicos del exponente "n" de los volúmenes V1 y
V2 no es igual a 1. Por lo tanto, "n" se utiliza como exponente
para el volumen en la ecuación 44.

6.3. Proceso reversible

Un proceso reversible termodinámico es un proceso
que cambia el estado de un sistema de tal manera que el cambio
neto en la entropía combinada del sistema y sus
alrededores es cero. El sistema y los alrededores se pueden
restaurar a su estado inicial al final de un proceso reversible.
No hay calor se pierde en un proceso reversible, por lo tanto, la
máquina o la eficiencia del motor se maximiza.

Uno de los atributos de un proceso reversible puede
afirmar, matemáticamente, de la siguiente
manera:

6.4. Proceso Irreversible

Un proceso termodinámico que no es reversible se
conoce como un proceso irreversible. Además del hecho de
que el calor es o puede ser desperdiciado en un proceso
irreversible, hay un cambio neto en la entropía del
sistema. En otras palabras:

Estudio de Caso:
Determinación de la carga total de calor durante a
Refrigeración del pescado en la empresa Pesinagri,
AAA

1. Introducción

Pesinagri AAA, es una empresa ubicada en la provincia de
Luanda, en Angola. Dedicado a la conservación en congelado
del pescado. La capacidad instalada de almacenamiento es de 20
toneladas y tiene una producción media anual de 1.000
toneladas.

Estudio y comprensión del Ciclo de la
Refrigeración Básico, sistemas de
climatización y sistemas de climatización
automática es una parte integrante esencial de la
termodinámica. Definiciones y explicación de varios
otros términos y conceptos, como por ejemplo, de bulbo
seco, bulbo húmedo, punto de rocío, entalpía
específica, relación de humedad, SHR o
relación de calor específico, la entropía,
líquido saturado, vapor saturado y vapor sobrecalentado
están cubiertos.