TERMODINAMICA

2. RESUMEN DE LOS CONCEPTOS PRINCIPALES

UNIDAD 1: LEY CERO, TRABAJO Y PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

LECCIÓN 1: Sistemas

Cualquier región o porción de materia que se quiera estudiar o analizar desde el punto energético. Existen diferentes tipos de sistemas:

Sistemas Abiertos aquellos donde hay intercambio tanto de materia como de energía. Ejemplo una turbina, una nevera, un compresor.

Sistemas Cerrados aquellos para los cuales sólo se presenta intercambio de energía pero no de materia. Ejemplo un gas al interior de un cilindro provisto de un pistón móvil.

Sistemas Aislados aquellos para los cuales no se presenta intercambio ni de materia ni de energía. Ejemplo un termo en reposo.

LECCIÓN 2: Lección 2: Ley cero de la Termodinámica

Establece que si dos cuerpos se encuentran en equilibrio térmico con un tercero, los dos se encontrarán en equilibrio térmico entre sí. Si tanto A como C se encuentran en equilibrio térmico con B, entonces, A y C deben encontrarse en equilibrio térmico entre sí y por lo tanto deben tener la misma temperatura. Es decir, Ta = Tb = Tc. Recuerde que el único requerimiento para que exista el equilibrio térmico entre diferentes sistemas es la igualdad de sus temperaturas.

Ecuación de la lección 2: T=a+bP →Ecuacion 1

LECCIÓN 3: Calor

La energía transferida entre dos sistemas debida a la diferencia de temperatura es el calor. El calor es una forma particular de energía en transición que se identifica sólo cuando cruza las paredes del sistema que se encuentra a temperatura diferente de otro sistema o de los alrededores.

Formas De Transmisión De Calor

Conducción, 2. Convección, 3. Radiación

Ecuación de la lección 3: q=Q/M y Q ̇= Q/∆t

LECCIÓN 4: Ecuación de Estado

Una sustancia pura se describe en función de propiedades intensivas como P v y T relacionadas mediante ecuaciones.

Ecuación de la lección 4: PV=nRT

LECCIÓN 5: Ecuación de estado (Continuación)

Ecuación de Redlich- Kwong: Esta es una ecuación mucho más exacta que la ecuación de van der Waals y aplicable en un mayor rango de presión y temperaturas.

Ecuación de Redlich - Kwong – Soave: Constituye una mejora a la ecuación de Redlich - Kwong ya que se maneja una constante más la cual a su vez es función de otra constante conocida como factor acéntrico para cada gas.

Ecuaciones de estado de virial: Son ecuaciones por desarrollo en serie donde los coeficientes se determinan experimentalmente a partir de las relaciones PvT. Unas de las formas en la cuales se pueden expresar son las siguientes:

Ecuación de la lección 5: P=RT/((V ̅-b) )-a/(V ̅(V ̅+b) T^0,5 )

CAPITULO 2: TRABAJO

LECCIÓN 6: Trabajo

El trabajo es una forma particular de energía que corresponde a una magnitud escalar definida como el producto punto de dos magnitudes vectoriales.

El trabajo se puede dar en diferentes procesos:

Trabajo en procesos Isobáricos

Trabajo en procesos isotérmicos

Trabajo en procesos Poli-trópico

Ecuación de la lección 6: W= ∫_2^1▒Fdx

LECCIÓN 7: Diagramas termodinámicos

Son representaciones en coordenadas cartesianas de las propiedades de un sistema durante el transcurso de un proceso. Los diagramas pueden ser planos o tridimensionales y se representan con mayor frecuencia propiedades como presión (P), volumen (V) y temperatura (T).

Ecuación de la lección 7: P_(1V_1 )/T_1 = P_(2V_2 )/T_2

LECCIÓN 8: Diagramas termodinámicos (continuación)

Diagramas Pv: interesante considerar el volumen específico.

Diagramas PT: Para el equilibrio entre la fase sólida y la fase gaseosa de una sustancia pura también existe una relación definida entre la presión y la temperatura.

Diagramas Tv: se construyen determinando para cada temperatura los valores de las correspondientes presiones de saturación, además de los volúmenes específicos del líquido saturado y el vapor saturado.

Diagramas P-v-T: representaciones tridimensionales de los valores del volumen específico a diferentes temperaturas y presiones de una sustancia pura en fases sólida, líquida y gaseosa o estados de equilibrio entre ellas.

Ecuación de la lección 8: X= M_V/(M_L+M_V )

LECCIÓN 9: Propiedades termodinámicas

Propiedades intensivas y extensivas aquellas propiedades que definen el estado energético de un sistema termodinámico.

Ecuación de la lección 9: P=M/V

LECCIÓN 10: Capacidad calorífica

La capacidad calorífica de un sistema es la cantidad de calor transferida que es capaz de modificar su temperatura en un grado.

Ecuación de la lección 10: 〖 C〗_P= C_V+nR

CAPITULO 3: PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA

LECCIÓN 11: Primera ley de la termodinámica

El calor neto transferido menos el trabajo neto producido es igual al cambio en la energía del sistema para todo proceso no cíclico.

Ecuación de la lección 11: E= E_C+ E_(P )+U

LECCIÓN 12: Entalpia

La entalpía se define en función de la energía interna, de la presión y del volumen del sistema.

Ecuación de la lección 12: H=U+PV

LECCIÓN 13: Primera ley y reacciones químicas

Implica la transformación de las sustancias denominadas reactantes en otras de naturaleza completamente distinta que se conocen como productos.

Ecuación de la lección 13: Q_R= ∆H=H_Productos-H_Reactivos

LECCIÓN 14: Ley de Hess

El cambio de entalpía en una reacción química es igual tanto si la reacción se realiza en una sola etapa o en varias etapas consecutivas.

Ecuación de la lección 14: ∆H=∆U+∆nRT

LECCIÓN 15: Calor integral de disolución

Se define como la variación de entalpía que se produce al disolver una determinada cantidad de soluto en cierta cantidad de disolvente. La variación total de calor, por mol de soluto, cuando la disolución se ha completado, es el calor integral de disolución.

Ecuación de la lección 15: ∆H_Int=∆H_1 n_1+∆H_2 n_2

UNIDAD 2: SEGUNDA LEY Y APLICACIONES DE LA TERMODINÁMICA

CAPITULO 4: SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA

LECCIÓN 16: Aplicación de la primera ley en gases ideales

Energía Interna como función de la temperatura. Experimento de joule

La primera Ley de la Termodinámica nos dice que un cambio de energía interna del sistema termodinámico

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