Monografias.com > Física
Descargar Imprimir Comentar Ver trabajos relacionados

La primera ley de la termodinamica: conceptos (Presentación PowerPoint)




Enviado por Pablo Turmero



    Monografias.com
    Definiciones básicas sistemavolumen de interés
    (recipiente de reacción, tubo de ensayo, célula,
    atmósfera, etc.) Alrededores, volumen fuera del sistema
    Sistema abierto – puede intercambiar materia con los
    alrededores Sistema cerrado – no puede intercambiar materia
    con los alrededores Sistema aislado – no intercambia
    materia ni energía con los alrededores No existe contacto
    mecánico ni térmico alrededores sistema Sitema
    abierto Energía Materia alrededores sistema sistema
    cerrado Energía alrededores sistema sistema aislado

    Monografias.com
    Trabajo, energía y calor Trabajo – fuerza (factor
    intensivo) sobre un desplazamiento (factor extensivo) Ejemplos
    Trabajo mecánico – fuerza x distancia; -fdx Trabajo de
    expansión: presión x volumen; -pdV
    Eléctrico: emf x desplazamiento de carga; EdQ
    Magnético: fuerza del campo x magnetización; HdM
    Signo Trabajo hecho por el sistema es negativo Trabajo hecho
    sobre el sistema es positivo El trabajo es el resultado del
    movimiento organizado moléculas

    Monografias.com
    Trabajo, energía y calor Energía es la capacidad de
    realizar trabajo En un sistema aislado hacer trabajo reduce la
    energía, recibir trabajo la incrementa. El calor se
    produce por el cambio en la energía de un sistema, dado
    por un cambio de su temperatura Recuerda: fronteras
    adiabáticas no permiten el flujo de calor; las
    diatérmicas sí En un contenedor adiabático
    los procesos endotérmicos o exotérmicos producen
    cambios de temperatura en el sistema En un contenedor
    diatérmico producen flujo de calor a través de las
    paredes El calor es el resultado del movimiento desordenado
    (térmico) de moléculas

    Monografias.com
    Primera ley de la Termodinámica¡No puedes ganar! La
    energía total del sistema (cinética + potencial) se
    denomina Energía (U) Antes: energía interna El
    cambio en energía desde un estado inicial, i, a un estado
    final, f, DU es: DU = Uf – Ui La energía es una
    función de estado Su valor depende solamente del estado
    actual del sistema, y no de cómo llegó ahí
    – independiente del recorrido Cualquier cambio de una
    variable de estado (e.g. presión) resulta en un cambio en
    U La unidad de medida (U, trabajo, calor) es el joule (J) [kg m2
    s-2] Caloría (cal) = 4.184 J eV = 1.6 x 10-17 J (procesos
    químicos a escala atómica son de pocos eV) A escala
    molecular la mayoría de la energía de un gas se
    debe al movimiento de los átomos (3/2 kT {~3.7 kJ/mole @
    25°C} de la Boltzman distribución) y al aumentar T, U
    aumenta.

    Monografias.com
    Primera ley de la Termodinámica¡No puedes ganar! La
    energía del sistema puede cambiar ya sea por trabajo o
    calor actuando en el sistema: Si se hace trabajo sobre el sistema
    (o si entra calor), U aumenta Si el sistema hace trabajo (o sale
    calor), U desminuye Por lo tanto, para un sistema aislado U es
    constante {1ª Ley de la termodinámica} Resumen
    matemático de la primera ley: DU = q + w donde q = calor
    transferido al sistema y w = trabajo hecho sobre el sistema
    ¡No existen las máquinas de movimiento perpetuo!
    (¡no se puede ganar!) ya que en un sistema aislado que
    realiza trabajo U desminuye sistema aislado: DU = 0. La
    energía del Universo es constante

    Monografias.com
    Primera ley de la TermodinámicaTrabajo de expansión
    En su forma diferencial la 1ª. Ley es: dU = dq + dw El
    trabajo de expansión se realiza por un cambio en el
    volumen: Considera un pistón, el cambio de volumen es
    Apistóndz (dV); la fuerza es pexterna Si pex = 0 (e.g.
    vacío),w = 0 Si pex = constante (e.g. atmosférica),
    pex sale de la integral y w = – pex DV Ver gráfica de p vs
    V y área bajo la curva (Gp:) P (Gp:) V (Gp:) V1 (Gp:) V2
    (Gp:) pex (Gp:) Área = pex DV

    Monografias.com
    Cambio reversible Un proceso reversible se lleva a cabo a lo
    largo de un camino en el que todos los estados intermedios son
    estados de equilibrio Un estado de equilibrio es uno en el que
    cambios infinitesimales en direcciones opuestas resultan en
    cambios opuestos de estado Equilibrio térmico entre dos
    sistemas a la misma temperatura Los cambios reversibles son
    generalmente lentos expansiones reversibles pex es igual a p
    (presión del gas) a lo largo del camino de la
    expansión. Entonces, Si conocemos como p varía con
    V podemos evaluar la integral La variación de p con V es
    la ecuación de estado del gas [e.g., p =nRT/V (gas
    ideal)]

    Monografias.com
    Cambio reversible isotérmico En una expansión
    isotérmica reversible, la temperatura no cambia T no es
    función de V y puede sacarse de la integral Para un gas
    ideal, w = -nRT ln (Vf/Vi) Si volumen final > inicial
    (expansión), w < 0 El sistema realiza trabajo sobre los
    alrededores y la energía interna (U) disminuye Si volumen
    final < inicial (compresión), w > 0 El sistema
    recibe trabajo, U aumenta Nota que si T aumenta |w| aumenta
    también

    Monografias.com
    Cambio reversible vs. irreversible expansión irreversible
    : w= = -pexDV expansión reversible (isotérmica) :
    w=-nRTln{Vf/Vi} ¿cuál es mayor? Analiza la
    gráfica w (reversible) > w (irreversible) El trabajo
    reversible es el máximo que puede hacerse (marca un
    límite) Cierto para trabajo PV Cierto para todo tipo de
    trabajo

    Monografias.com
    Intercambios de calor – Calorimetría Recuerda: dU = dq +
    dw Si el trabajo de expansión es dwexp y dwotro otro tipo
    de trabajo hecho (eléctrico, magnético, etc.),
    entonces dw = dwexp + dwotro dU = dq + dwexp + dwotro Si V es
    constante, dwexp es cero, ya que no puede hacerse trabajo PV
    Asume que dwotro también es cero, entonces dU = dq = qv qv
    es el flujo de calor a V constante Entonces, si medimos el flujo
    de calor en un sistema a V constante, estaremos midiendo el
    cambio en la energía interna

    Monografias.com
    Calorimetría Este proceso de medir el flujo de calor se
    llama calorimetría Un contenedor de volumen constante
    diseñado para medir el flujo de calor es una bomba
    calorimétrica Típicamente, la sustancia se quema en
    el calorímetro y se mide el incremento de temperatura (dV
    es constante, pero P cambia en la bomba) En una bomba
    calorimétrica, DT a qv Esta proporcionalidad se calcula
    por calibración, generalmente por la combustión de
    una sustancia conocida

    Monografias.com
    Flujo de calor – Capacidad calorífica Si V es
    constante, U aumenta con la temperatura La tasa de cambio de U a
    cualquier temperatura, (dU/dT)V se llama la capacidad
    calorífica, CV CV(A) no es igual a Cv(B), generalmente es
    menor si TA < TB Nota que el volumen es constante. Si eso
    cambia, CV(T) puede variar CV es una propiedad extensiva (si
    duplicas la cantidad, duplicas la capacidad
    calorífica)

    Monografias.com
    Capacidad calorífica La capacidad calorífica molar,
    CVm, es una propiedad intensiva (J/K mol) La variación de
    CV con T es generalmente pequeña cerca de la temperatura
    ambiente y puede considerarse constante. Esto es: dU = qV= CV dT
    ˜ CV DT Puedes estimar Cv al determinar la cantidad de
    calor suministrada a una muestra Ya que qV ˜ CV DT, para
    una cantidad de calor dada, mientras más grande sea CV,
    menor será DT En un cambio de fase (e.g. punto de
    ebullición) DT = 0 ? CV = 8

    Monografias.com
    Calcula el cambio en la energía de 1.0 kg de Ar cuando se
    calienta de 25oC a 100oC a volumen constante Tablas: Cv = 12.59
    J/K dV = 0

    Monografias.com
    Calcula el calor requerido para calentar 1.0 kg de Ar de 25oC a
    100oC a presión constante (1atm). Supón gas
    ideal

    Monografias.com

    Monografias.com
    Si se puede hacer trabajo PV, a presión constante, V
    cambia algo de la energía se pierde por el trabajo dU=dq –
    pdV o dq = dU + pdV dU < dq, si se hace trabajo; dU = dq, si
    no se hace trabajo Definimos una nueva variable, H, tal que H = U
    + pV H se llama entalpía Al igual que U, H es una
    función de estado A p constante, dH = dU + pdV Esta es una
    función importante ya que muchos experimentos se llevan a
    cabo a presión constante, e.g., presión
    atmosférica La entalpía es el suministro de calor a
    presión constante Si Vdp=0, dH=dq o DH=qP como Cv, Cp se
    define como dqp/dt = (dH/dT)p Flujo de calor –
    Entalpía

    Monografias.com
    Medir cambios entálpicos Calorímetro
    isobárico mide flujo de calor a presión constante
    Puedes usar una bomba calorimétrica para calcular la
    entalpía convirtiendo DU en DH También se puede
    asumir que la entalpía molar y la energía interna
    molar son prácticamente iguales Cierto para la
    mayoría de lo sólidos y líquidos Si el
    proceso sólo involucra a sólidos y líquidos,
    DU ˜ DH Calcula el término pV basándote en
    densidades Calorímetro diferencial de barrido (DSC)
    Termograma: gráfica de Cp vs. temperatura Los picos
    corresponden a cambios en entalpía Área de los
    picos ˜ DH Típicamente muestras pequeñas (mg)
    y altas temperaturas

    Monografias.com
    Cálculos de Entalpía Gas Ideal Ya que PV para un
    gas ideal es nRT, dH = dU +dpV = dU +dnRT Si en el proceso cambia
    la cantidad de gas, PV se vuelve (nfinal -ninicial)RT o DH = DU
    +DngRT, en donde Dng= nfinal -ninicial DH – DU = DngRT Nota: el
    signo de Dn es importante! Los cambios de entalpía pueden
    calcularse directamente de la entrada de calor

    Monografias.com
    Ejemplo : Calcula el cambio en la energía molar y en la
    entalpía a 373.15 K cuando 0.798 g de agua se vaporizan al
    pasar 0.5A @ 12V a través de un resistencia en contacto
    con el agua por 300 segundos

    Monografias.com
    Cambio de entalpía con la temperatura (Cp) La pendiente de
    la curva resultante al graficar entalpía vs temperatura es
    la capacidad calorífica a presión constante
    Propiedad extensiva Cp,m, la capacidad calorífica molar es
    una propiedad intensiva Comparable a U y Cv, dH = Cpdt o, para
    cambios finitos, DH=CpDT qp = CpDT, ya que a presión
    constante DH= qp Esto asumiendo que Cp es constante en el
    intervalo de temperatura Cierto si el intervalo es
    pequeño, particularmente para gases nobles Más
    general: Cp = a + bT +(c/T2) a, b, y c son constantes que
    dependen de la sustancia Si Cp no es constante con T, DH ?
    CpDT

    Monografias.com
    Variación de Cp con Temperatura Si Cp varía con la
    temperatura: Ejemplo: Asume Cp = a + bT +(c/T2)

    Monografias.com
    Relación entre Cv y Cp(veremos más en el
    capítulo 3) En la mayoría de los casos Cp > Cv
    Demuestra lo siguiente: para gases ideales, Cp = Cv +nR Esto es
    ~8 JK-1mol-1 de diferencia

    Monografias.com
    Cp/JK-1g-1) T(oC) 0 100 1- 2- 4- Agua

    Monografias.com
    Expansión adiabática de un gas ideal Se hace
    trabajo, U disminuye, entonces T disminuye Para calcular el
    estado final (Tf y Vf) supón un proceso en dos etapas
    (Recuerda que U es una función de estado, no importa el
    camino) paso 1: el volumen cambia y la temperatura es constante
    cambio energía interna = 0 ya que es independiente del
    volumen que las moléculas ocupan paso 2: Temperatura
    cambia de Ti a Tf Adiabático entonces q = 0 si Cv es
    independiente de la temperatura, trabajo adiabático = wad=
    CvDT DU = q + wad = 0 + CvDT= CvDT

    Monografias.com
    Expansión adiabática de un gas ideal Esto dice que
    para una expansión adiabática el trabajo realizado
    es proporcional a las temperaturas inicial y final La
    relación entre volúmenes inicial y final puede
    derivarse usando lo que ya sabemos sobre expansiones reversibles
    adiabáticas y gases perfectos

    Monografias.com
    Expansión adiabática de un gas ideal
    Relación entre T y V dado dq = 0 (adiabático) y dw
    = -pdV (expansión reversible) dU = dq + dw = -pdV [1] Para
    un gas perfecto dU = CvdT [2] combinando [1] y [2], CvdT = -pdV
    [3] Para un gas ideal, pV = nRT, entonces [3] se vuelve CvdT =
    -(nRT/V)dV [4] arreglando (Cv/T)dT = -(nR/V)dV [5] Para obtener
    la relación entre Ti, Vi y Ti, Vi se debe integrar [5] Ti
    corresponde a Vi Cv independiente de T El trabajo
    adiabático, wad= CvDT, puede calcularse una vez que se
    tenga dicha relación

    Monografias.com
    Integración de (Cv/T)dT = -(nR/V)dV

    Monografias.com
    Trabajo Adiabático, wad, y Temperatura (Gp:) C=3

    Monografias.com
    Cambios pV en expansiones adiabáticas Esta relación
    significa que el producto, pVg no cambia durante una
    expansión adiabática Para gas ideal, g, la
    razón de capacidades es >1 ya que Cp,m = Cv,m +R ? =
    Cp,m /Cv,m = (Cv,m+R) /Cv,m g = 1 +(R /Cv,m) para gas
    monoatómico, Cv,m= 3/2 R, ? g = 5/3 para gas
    diatómico, Cv,m= 5/2 R, ? g = 7/5

    Monografias.com
    La gráfica p vs V para un cambio adiabático se lama
    una adiabáticas p cambia con V?, donde ?>1 Recuerda la
    isoterma, p cambia con V Las adiabáticas caen más
    rápido que las isotermas Isoterma T1 Isoterma T2
    Adiabática ?=1.667 p V

    Monografias.com
    El estado estándar Los valores absolutos de las funciones
    U y H no pueden medirse. Esto no tiene consecuencias graves, ya
    que nos interesan los incrementos de dichas propiedades.
    Frecuentemente, las entalpías se encuentran tabuladas con
    respecto a un estado arbitrario. Las entalpías relativas
    de distintas substancias, por ejemplo H2 y O2 no pueden medirse,
    ya que no existe ningún proceso químico que pueda
    convertir una en otra. Sin embargo, las entalpías
    relativas para reacciones como 2H2 + O2 ? 2H2O pueden medirse por
    el calor de la reacción. Las cantidades
    termodinámicas como U, H y Cp se presentan en el estado
    estándar (?). Para líquidos y sólidos el
    estado estándar es la sustancia pura a la presión
    estándar, p? = 105 Pa = 0.986923 atm. Para gases, el
    estado estándar es el equivalente a la presión
    ideal estándar, esto es, restando el efecto de no
    idealidad: H?(ideal, estado estándar) = H (gas real cuando
    p?0)

    Monografias.com
    Entalpía de CO2 vs la presión 25 50 75 p/atm H(T,p)
    – H?(T) /kJ/mol 0 -1 -3 1 Gas ideal

    Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.

    Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.

    Categorias
    Newsletter