energÍa

TERMODINÁMICA WORKING ADULT

I. INTRODUCCIÓN

La termodinámica es la rama de la física que estudia los procesos donde hay transferencia de energía en forma de calor y de trabajo. Cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto térmico entre sí, la temperatura del cuerpo más cálido disminuye y la del más frío aumenta. Si permanecen en contacto térmico durante cierto tiempo, finalmente alcanzan una temperatura común de equilibrio, de valor comprendido entre las temperaturas iníciales. En este proceso se produjo una transferencia de calor del cuerpo más cálido al más frío. La pregunta que surge es ¿cuáles son las características de esa transferencia de calor? En el presente informe intentaremos dar una respuesta a esa pregunta, ya que en la presente investigación debemos aprender Energía interna, calor, trabajo y primer principio de la termodinámica.

ING. HUGO MOSTACERO E.


II. RESUMEN

El presente informe de investigación trata de dar los conceptos básicos, algunos ejemplos y experimentos de los temas como son calor, energía, trabajo, primer principio de la termodinámica y sus aplicaciones.

Esta investigación nos muestra contenidos como: El calor, Calor sensible, Balances de Calor en procesos sin mezcla y con mezcla, Convención de signos para calor, Diagrama de sankey, Calor latente, Procesos con cambios de fase, Balances de calor con calor sensible, Aplicaciones, problemas resueltos, Energía, Energía Interna, Trabajo mecánico, el primer principio de la termodinámica así como sus ecuaciones y sus aplicaciones tanto para sistemas cerrados como abiertos.



I. OBJETIVOS

Objetivo General:

Dar a conocer a los estudiantes una vista general de Energía, Energía interna, calor, trabajo y primer principio de la termodinámica, los conceptos básicos que permitan manejar el vocabulario necesario en el curso de termodinámica.

Objetivos Específicos:

Desarrollar los manejos teóricos de lo que es energía, calor, trabajo, entre otros.

Observar algunos procesos experimentales de la teoría obtenida. Conocer las fórmulas para energía, calor, trabajo, entre otras. Conocer la convención de signos para el calor. Conocer algunas aplicaciones del primer principio de la termodinámica. Afianzar los conceptos de calor latente y cambios de fase. Conocer los diversos tipos de trabajo mecánico y cuando se dan.



II. MARCO TEÓRICO

1. Sistema

El sistema es la parte del universo que vamos a estudiar. Por ejemplo, un gas, nuestro cuerpo o la atmósfera son ejemplos de sistemas que podemos estudiar desde el punto de vista termodinámica.

Entorno o ambiente

Todo aquello que no es sistema y que se sitúa alrededor de él, se denomina ambiente o entorno. Los sistemas interaccionan con el entorno transfiriendo masa, energía o las dos cosas. En función de ello los sistemas se clasifican en:

Tipo Intercambia Ejemplo

Abierto Masa y energía (trabajo o calor) Reacción química en tubo de ensayo abierto

Cerrado Sólo energía Radiador de calefacción

Aislado Ni materia ni energía Termo para mantener bebidas a temperatura constante

Adiabático Ni materia ni calor, pero si energía en forma de trabajo

Termo con tapa que permita variar volumen

Frontera o paredes del sistema

A través de ellas se comunica el sistema con el entorno. Existen los siguientes tipos:



Fijas: Mantienen el volumen constante Móviles: El volumen es variable y depende de la presión en el lado del sistema y de

la del entorno Conductoras o diatérmanas: Al conducir calor permiten que la temperatura a

ambos lados de la misma sea igual Adiabáticas: No conducen calor. Son los aislantes térmicos

2.ENER G ÍA

La energía es una magnitud abstracta que está ligada al estado dinámico de un sistema cerrado y que permanece invariable con el tiempo. Se trata de una abstracción que se le asigna al estado de un sistema físico. Debido a diversas propiedades (composición química, masa, temperatura, etc.), todos los cuerpos poseen energía.

La energía es una propiedad asociada a los objetos y sustancias y se manifiesta en las transformaciones que ocurren en la naturaleza.

La energía se manifiesta en los cambios físicos, por ejemplo, al elevar un objeto, transportarlo, deformarlo o calentarlo.

La energía está presente también en los cambios químicos, como al quemar un trozo de madera o en la descomposición de agua mediante la corriente eléctrica

o ENERGÍA TÉRMICA

Las partículas presentes en la materia cuentan con energía cinética y energía potencial (fundamentalmente energía potencial elástica) asociadas a su movimiento. Dichas energías son responsables de la energía térmica.

La Energía térmica se debe al movimiento de las partículas que constituyen la materia. Un cuerpo a baja temperatura tendrá menos energía térmica que otro que esté a mayor temperatura.


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La transferencia de energía térmica de un cuerpo a otro debido a una diferencia de temperatura se denomina calor.

o ENERGÍA ELÉCTRICA

La Energía eléctrica es causada por el movimiento de las cargas eléctricas en el interior de los materiales conductores. Esta energía produce, fundamentalmente, 3 efectos: luminoso, térmico y magnético. Ej.: La transportada por la corriente eléctrica en nuestras casas y que se manifiesta al encender una bombilla.



o ENERGÍA RADIANTE

La Energía radiante es la que poseen las ondas electromagnéticas como la luz visible, las ondas de radio, los rayos ultravioleta (UV), los rayos infrarrojo (IR), etc. La característica principal de esta energía es que se puede propagar en el vacío, sin necesidad de soporte material alguno. Ej.: La energía que proporciona el Sol y que nos llega a la Tierra en forma de luz y calor.

o ENERGÍA QUÍMICA

La Energía química es la que se produce en las reacciones químicas. Una pila o una batería poseen este tipo de energía. Ej.: La que posee el carbón y que se manifiesta al quemarlo.



o ENERGÍA NUCLEAR

La Energía nuclear es la energía almacenada en el núcleo de los átomos y que se libera en las reacciones nucleares de fisión y de fusión, ej.: la energía del uranio, que se manifiesta en los reactores nucleares.

2.2 ENERGÍA INTERNA

La energía interna de un cuerpo es la suma de la energía de todas las partículas que componen un cuerpo. Entre otras energías, las partículas que componen los cuerpos tienen masa y velocidad, por lo tanto tienen energía cinética interna. También tienen fuerzas de atracción entre ellas, por lo que tienen energía potencial interna.

La energía interna es muy difícil de calcular ya que son muchas las partículas que componen un cuerpo y tienen muchos tipos diferentes de energía. Lo que se suele hacer es calcular la variación de energía interna.

En termodinámica la energía interna de un sistema ( U ) es una variable de estado. Representa la suma de todas las energías de las partículas microscópicas que componen el sistema. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ).


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Observa que el valor de U es la suma de todas las energías del interior del sistema, por lo que no se incluye ni la energía cinética global ni la energía potencial gravitatoria global ni la energía potencial elástica global del mismo.

2.3 ENERGÍA INTERNA EN GASES IDEALES

En los gases ideales, la energía interna se puede aproximar a la energía cinética media de las partículas que lo componen. La expresión que se recoge más abajo permite determinar su variación en un proceso cuyo volumen permanece constante (proceso isocórico).

La energía interna de un gas ideal depende únicamente de la temperatura que tenga el gas. La variación de energía interna que experimenta un gas al cambiar de temperatura viene dada por:

∆U=m⋅cv ⋅∆TDonde:

∆U: Incremento de energía interna del gas (∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )


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m : Masa. Cantidad de gas considerada. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kilogramo ( kg )

cv : Calor específico a volumen constante. Representa la facilidad que el gas tiene para variar su temperatura cuando intercambia calor con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por kelvin ( J/kg·K ) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado ( cal/g·ºC ). Cuando conocemos el número de moles de sustancia en lugar de su peso (nos dan m en moles), podemos usar el calor específico molar que se suele específicar en J/mol·K ó cal/g·ºC

∆T : Variación de temperatura. Viene determinada por la diferencia entre la temperatura inicial y la final ∆T = Tf -Ti . Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kelvín ( K ) aunque también se suele usar el grado centígrado o celsius ( ºC )

La expresión anterior nos da un método operativo para medir la variación de energía interna en un sistema gaseoso, proporcional al cambio de temperatura. Para llegar a ella aplicamos la primera ley de la termodinámica a un proceso a volumen constante (denominado isocórico) como podrás comprobar más abajo.


https://www.fisicalab.com/apartado/primer-principio-termo#comprobacion-u


3. CALOR

El calor es el proceso a través del cual se transfiere energía térmica entre los cuerpos. En este apartado estudiaremos

Concepto de calor

Las partículas de los cuerpos no están en reposo sino que se encuentran en constante agitación. Como consecuencia de esta agitación, los cuerpos poseen una determinada energía térmica. La temperatura es un indicador de la energía térmica que tienen los cuerpos. De modo general podemos decir que, a mayor temperatura, mayor energía térmica. Pues bien, los cuerpos y los sistemas pueden intercambiar energía térmica. A esta energía térmica intercambiada se le denomina calor. En ocasiones también se denomina calor al propio proceso de transferencia de energía.

El calor es la energía intercambiada entre un cuerpo y su entorno por el hecho de encontrarse a distinta temperatura. El calor, como el trabajo, es energía en tránsito, por lo que se puede entender también como unmétodo para transferir energía.

¿Es lo mismo calor que temperatura?

No, calor y temperatura no son la misma cosa. Es muy posible que esta idea te parezca extraña porque cotidianamente la solemos confundir. Sin embargo te proponemos el siguiente experimento.

1. Llena dos ollas de agua, una con la mitad o la tercera parte de agua que la otra2. Ponlas ambas sobre una llama de igual intensidad. Anota el tiempo que tarda cada

una de ellas en empezar a hervir3. Mide la temperatura de cada una en el momento en que empiezan a hervir


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Si lo haces comprobarás que:

La que tiene menos agua empieza a hervir antes, o lo que es lo mismo, ha necesitado menos energía para llegar al punto de ebullición.

Si mides la temperatura al comenzar a hervir en los dos casos, ambas temperaturas son iguales (en torno a 100 ºC).

Esto es debido a que el fuego transfiere energía a la olla y esta a su vez al agua. A esa energía transmitida la conocemos comocalor. En la que tiene menos agua se ha empleado menos calor para llegar a la misma temperatura. Por ende, temperatura y calor no son la misma cosa.

3.1 CAPACIDAD CALORÍFICA

Cuando colocas aceite en una sartén y enciendes el fuego, el aceite comenzará a aumentar su temperatura. En general, cuando suministramos calor a un cuerpo este puede aumentar su temperatura.



La capacidad calorífica de un cuerpo es la relación que hay entre el calor suministrado al cuerpo y su incremento de temperatura. Se puede calcular a través de la expresión:

C= Q∆T

Donde:

C : Capacidad calorífica. Es la cantidad de calor que el cuerpo tiene que intercambiar con su entorno para que su temperatura varíe un kelvin. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kelvín ( J/K ), aunque también se usa con frecuencia la caloría por grado centígrado ( cal/ºC )

Q : Calor intercambiado. Cantidad de energía térmica intercambiada con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ), aunque también se usa con frecuencia la caloría ( cal ). 1 cal = 4.184 J


Puedes entender la capacidad calorífica como la dificultad con que un cuerpo aumenta su temperatura cuando le suministramos una determinada cantidad de calor. Así, a mayor capacidad calorífica, menor incremento de temperatura para una determinada cantidad de calor suministrado. Los aislantes térmicos tienen una capacidad calorífica alta.

¿De qué depende la capacidad calorífica?

La capacidad calorífica de un cuerpo depende de dos factores:

1. La sustancia por la que está formado el cuerpo: No aumentan su temperatura de igual manera un gramo de agua que un gramo de aceite o un gramo de hierro, aún cuando se sitúen sobre un fuego de igual intensidad: El hierro sería el primero en aumentar su temperatura, seguido del aceite y finalmente el agua



2. La cantidad de masa del cuerpo: Tal y como has podido comprobar en el experimento anterior, no aumenta su temperatura de igual manera un gramo y un kilogramo de agua, aún cuando se sitúen sobre un fuego de igual intensidad: un gramo de agua variará su temperatura más rápidamente que un kilogramo de esta misma sustancia

Estos dos factores nos permiten definir el calor específico de una sustancia.

3.2 CALOR ESPECÍFICO

El calor específico se obtiene a partir de la capacidad calorífica y representa la dificultad con que una sustancia intercambia calor con el entorno. Es una característica de las sustancias que forman los cuerpos y es independiente de la masa.

El calor específicode una sustancia es su capacidad calorífica por unidad de masa. Viene dada por la expresión:

ce=¿C

m¿

Donde:

C e : Calor específico. Es la cantidad de calor que la unidad de masa de la sustancia tiene que intercambiar con su entorno para que su temperatura varíe un kelvin. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por kelvin ( J/kg·K ) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado ( cal/g·ºC )

C : Capacidad calorífica. Es la cantidad de calor que el cuerpo tiene que intercambiar con su entorno para que su temperatura varíe un kelvin. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kelvín ( J/K ), aunque también se usa con frecuencia la caloría por grado centígrado ( cal/ºC )

m : Masa. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kilogramo ( kg )



3.3 CALOR ESPECÍFICO MOLAR

En ocasiones, particularmente en el caso de sustancias gaseosas, conviene usar el mol como unidad de masa. De esta manera, el calor específico queda referido a la unidad de masa según la expresión:

cem=¿C

n¿

Donde: n en este caso es el número de moles. En cuanto a las unidades de medida del calor específico molar, se suele utilizar el J/mol·K aunque también se usa con frecuencia el cal/mol. 0C.

CARACTERÍSTICAS DEL CALOR ESPECÍFICO

Algunas características del calor específico son:

Cuanto mayor es el calor específico de una sustancia, más calor hay que intercambiar para conseguir variar su temperatura

Existe un rango de temperaturas dentro del cual el calor específico es constante. Aunque a la hora de resolver los ejercicios de este nivel se considera c constante, en realidad el calor específico de cualquier sustancia varía con la temperatura

Según si el proceso de intercambio de energía (calor) tiene lugar a presión constante o a volumen constante se habla decalor específico a presión constante cp o calor específico a volumen constante cv. Si no se especifica, el proceso se supone a presión constante de 1 atm

o Normalmente en sólidos y líquidos cp ≈ cvo Normalmente en gases cp ≠ cv



3.4 ECUACIÓN FUNDAMENTAL DE LA TERMOLOGÍA

Gracias al concepto de calor específico disponemos de una expresión para determinar el calor agregado o extraído de una sustancia a partir del incremento en su temperatura, su calor específico y la cantidad de masa que tenemos. A esta expresión se la conoce como la ecuación fundamental de la termología.

La ecuación fundamental de la termología establece la relación entre el incremento de temperatura experimentado por una determinada cantidad de sustancia y el calor que intercambia:

Q=m.ce .∆T

Donde:

Q : Calor intercambiado. Cantidad de energía térmica intercambiada con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ), aunque también se usa con frecuencia la caloría ( cal ). 1 cal = 4.184 J

m : Masa. Cantidad de sustancia considerada. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kilogramo ( kg )

ce : Calor específico. Representa la facilidad que una sustancia tiene para variar su temperatura cuando intercambia calor con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por kelvin ( J/kg·K ) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado ( cal/g·ºC ). Cuando conocemos el número de moles de sustancia en lugar de su peso (nos danm en moles), podemos usar el calor específico molar que se suele específicar en J/mol·K ó cal/g·ºC




Signo del calor

Si la temperatura aumenta, Tf > Ti ⇒ ∆T > 0 ⇒ Q > 0 ⇒ el calor es positivo, el cuerpo gana energía térmica

Si la temperatura disminuye, Tf < Ti ⇒ ∆T < 0 ⇒ Q < 0 ⇒ el calor es negativo, el cuerpo pierde energía térmica

3.5 UNIDADES DE MEDIDA DEL CALOR

Las unidades de medida más usadas para el calor son:

El julio ( J ). Es la unidad del calor en el Sistema Internacional. Las unidades del calor son iguales a las unidades del trabajo ya que ambos son procesos de intercambio de energía

La caloría ( cal ). Representa la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de agua para que aumente su temperatura 1 ºC

o 1 cal = 4.184 J La kilocarloría ( kcal ). También conocida como caloría grande, en contraposición a

la caloría, que se conoce como caloría pequeña. Normalmente se usa en nutricióno 1 kcal = 1000 cal

La unidad térmica británica ( BTU ). Representa la cantidad de calor que hay que suministrar a una libra de agua para que aumente su temperatura 1 ºF

o 1 BTU = 252 cal



Ejemplo1. Determina la capacidad calorífica de un cuerpo sabiendo que cuando desprende 5

KJ de calor, su temperatura disminuye 1.85 K. Sabiendo que el cuerpo tiene una masa de 3 kg, determina, además, la capacidad calorífica de la sustancia que lo compone.



3.6 PROPAGACIÓN DEL CALOR

Existen 3 mecanismos por los cuales los cuerpos intercambian su energía térmica: Conducción, convección y radiación. Vamos a estudiarlos.



3.6.1 CONDUCCIÓN

En la conducción dos cuerpos que se encuentran directamente en contacto (o partes de un mismo cuerpo a distinta temperatura) intercambian energía sin que exista transporte de materia. Se basa en la transferencia directa de energía cinética a escala molecular. Cada sustancia tiene un valor asociado de conductividad térmica que indica la rapidez con que es capaz de transferir la energía. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el watio por metro y por grado kelvin (W·m-1·K-1 ). Las sustancias pueden ser:

Buenos conductores térmicos: Poseen una alta conductividad Malos conductores térmicos: Poseen una baja conductividad

En el ejemplo anterior de equilibrio térmico, las dos cajas intercambian calor por conducción.

3.6.2 CONVECCIÓN

Se produce en líquidos y gases. En este caso si existe transporte de materia. El calor se propaga debido a unas corrientes denominadas corrientes de



convección que se producen entre las distintas partes de la sustancia. Aquellas a mayor temperatura (por estar en contacto con la fuente de calor) disminuyen su densidad respecto a las más frías. Las partes menos densas (más calientes) se desplazan a las capas altas y las más densas (más frías) a las bajas. Al cabo del tiempo, se repite el proceso al enfriarse las capas superiores y calentarse las inferiores, dando lugar así a una corriente de convección. Este fenómeno se da, por ejemplo, cuando calentamos un agua en una olla.



3.6.3 RADIACIÓN

Se produce por la propagación de energía electromagnética a través del espacio. No es necesaria la presencia de materia. Por ejemplo, cuando el Sol calienta la Tierra, su energía recorre una gran distancia en el espacio vacío. El sol es un claro ejemplo de cuerpo que emite radiación electromagnética debido a su temperatura. Sin embargo todos los cuerpos, por el hecho de encontrarse a cierta temperatura, emiten radiación térmica. Dicha radiación es de naturaleza electromagnética y, en el caso de los cuerpos muy calientes, como el sol, está dentro del rango de luz visible. Para otros objetos la radiación es invisible a nuestros ojos.



4. TRABAJO MECANICO

El trabajo mecánico se define como el producto de la fuerza aplicada sobre un cuerpo por la distancia que recorre el mismo.

La persona empuja la mesa aplicando una fuerza F, logrando desplazarla una distancia d.

La fórmula que te permite calcular el trabajo mecánico efectuado al desplazar un cuerpo es:

Donde:

W = trabajo mecánico medido en Joules J.

F = fuerza medida en N.

d = distancia medida en m.

Algo importante a tener en cuenta es que el trabajo mecánico puede ser:

positivo, nulo, negativo.

Se considera que se realiza un trabajo mecánico positivo cuando la fuerza aplicada coincide en dirección y sentido con el desplazamiento del cuerpo.

No se realiza trabajo mecánico cuando la dirección de la fuerza aplicada es perpendicular a la dirección en que ocurre el movimiento del cuerpo.



Cuando la fuerza aplicada al cuerpo actúa en forma contraria al movimiento del mismo se considera que se realiza un trabajo mecánico negativo.

4. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

La primera ley de la termodinámica establece una relación entre la energía interna del sistema y la energía que intercambia con el entorno en forma de calor o trabajo.

La primera ley de la termodinámica determina que la energía interna de un sistema aumenta cuando se le transfiere calor o se realiza un trabajo sobre él. Su expresión depende del criterio de signos para sistemas termodinámicos elegido:


https://www.fisicalab.com/apartado/termodinamica-concepto#signos


Criterio IUPAC

Se considera positivo aquello que aumenta la energía interna del sistema, o lo que es lo mismo, el trabajo recibido o el calor absorbido.

Criterio tradicional

Se considera positivo el calor absorbido y el trabajo que realiza el sistema sobre el entorno.

∆U=Q+W

∆U=Q−W

Donde:

∆U : Incremento de energía interna del sistema ( ∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )

Q : Calor intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ), aunque también se suele usar la caloría ( cal ). 1 cal = 4.184 J

W : Trabajo intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )

Al igual que todos los principios de la termodinámica, el primer principio se basa en sistemas en equilibrio.

Por otro lado, es probable que hayas oído más de una vez que la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma. Se trata del principio general de conservación de la energía. Pues bien, la primera ley de la termodinámica es la aplicación a


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procesos térmicos de este principio. En un sistema aislado, en el que no se intercambia energía con el exterior, nos queda:

∆U=0

El universo en su totalidad se podría considerar un sistema aislado, y por tanto, su energía total permanece constante.

Finalmente observa que, al ser una función de estado, la diferencia de energía interna solo depende de los estados inicial y final, ∆U = Uf - Ui , y no del camino que haya seguido el proceso. El calor y el trabajo, en cambio, no son funciones de estado, por lo que sus valores dependen del caminio seguido por el proceso. Esto quedará bien ilustrado en los diagramas presión - volumen para gases ideales, como verás más abajo.

TRABAJO TERMODINÁMICO

La energía interna de un cuerpo no incluye la energía cinética global o potencial mecánica del mismo, tal y como señalamos anteriormente. Es por ello que no se ve alterada con el trabajo mecánico. En termodinámica nos interesa otro tipo de trabajo, capaz de variar la energía interna de los sistemas. Se trata del trabajo termodinámico.


https://www.fisicalab.com/apartado/primer-principio-termo#diagramas


Se denomina trabajo termodinámico a la transferencia de energía entre el sistema y el entorno por métodos que no dependen de la diferencia de temperaturas entre ambos. Es capaz de variar la energía interna del sistema.Normalmente el trabajo termodinámico está asociado al movimiento de alguna parte del entorno, y resulta indiferente para su estudio si el sistema en sí está en movimiento o en reposo. Por ejemplo, cuando calientas un gas ideal en un recipiente con un pistón móvil en su parte superior, las partículas adquieren mayor energía cinética. Este aumento en la energía de las partículas se traduce en un aumento de la energía interna del sistema que, a su vez, puede traducirse en un desplazamiento del pistón. El estudio de este proceso desde el punto de vista de la termodinámica es independiente de si el sistema,como un todo, se encuentra en reposo o en movimiento, que sería una cuestión de mecánica. Sin embargo sí es cierto que, tal y como ocurre en una máquina de vapor, la energía de dicho trabajo termodinámico puede transformarse en energía mecánica.

Trabajo termodinámico presión - volumen

El trabajo termodinámico más habitual tiene lugar cuando un sistema se comprime o se expande y se denomina trabajo presión - volumen (p - v). En este nivel educativo estudiaremos su expresión en procesos isobáricos o isobaros, que son aquellos que se desarrollan a presión constante.


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https://www.fisicalab.com/apartado/energia-fisica


El trabajo presión - volumen realizado por un sistema que se comprime o se expande a presión constante viene dado por la expresión:

Criterio IUPAC Criterio tradicional

Wsistema=−p⋅∆V Wsistema=p⋅∆V

Donde:

Wsistema : Trabajo intercambiado por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )

p : Presión. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el pascal ( Pa ) aunque también se suele usar la atmósfera ( atm ). 1 atm = 101325 Pa

∆V : Variación de volumen ( ∆V=Vf - Vi ). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es metro cúbico ( m3 ) aunque también se suele usar el litro ( l o L ). 1 L = 1 dm3 = 10-3 m3

Presta atención al signo del trabajo, realizado por el sistema, en función del criterio de signos.

Criterio IUPACo Compresión Vi > Vf ⇒ Wsistema > 0 ⇒ El trabajo lo recibe el sistema del

entorno ⇒ Aumenta la energía interna del sistema ⇒ ∆U > 0



o Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema < 0 ⇒ El trabajo lo cede el sistema al entorno ⇒ Disminuye la energía interna del sistema ⇒ ∆U < 0

Criterio tradicionalo Compresión Vi > Vf ⇒ Wsistema < 0 ⇒ El trabajo lo recibe el sistema del

entorno ⇒ Aumenta la energía interna del sistema ⇒ ∆U > 0o Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema > 0 ⇒ El trabajo lo cede el sistema al entorno ⇒ Disminuye la energía interna del sistema ⇒ ∆U < 0

Ejemplo¿Qué calor se intercambia en un proceso cuando se realiza un trabajo de 850 J, sabiendo que la diferencia de energía interna entre sus estados inicial y final es de 3 kJ? Suponiendo que el trabajo lo realiza un gas a una presión de 2 atm, ¿qué variación de volumen tiene lugar en el proceso?

Gráficas presión - volumen

En el estudio del trabajo realizado por un sistema termodinámico con gases ideales es bastante común el uso de diagramas presión - volumen ( p - v ).



Se representa el volumen V en el eje x Se representa la presión p en el eje y Se representa el proceso mediante una linea que une los puntos ( V ,p ) por los que

este pasa entre el punto inicial ( Vi ,pi ) y el final ( Vf ,pf ) Utilizaremos una flecha sobre la linea para indicar el sentido de la transformación

termodinámica

Las gráficas presión volumen nos sirven para calcular el trabajo realizado en un proceso en el que la presión no necesariamente tenga que ser constante.

El trabajo realizado por un sistema termodinámico coincide numéricamente con el area encerrada bajo la gráfica presión - volumen entre los valores de volumen inicial Vi y final Vf. El sentido de la flecha sobre la linea indica el signo del trabajo, según el criterio elegido

Criterio IUPAC Criterio tradicional



Observa que en un proceso cíclico el área encerrada por la curva se puede calcular como la resta entre el valor del área encerrada por la curva cuando el proceso se encuentra aumentando su volumen (en expansión) y el valor del área encerrada por la curva cuando



el proceso se encuentra disminuyendo su volumen (en compresión), tal y como puede verse en la siguiente figura.



Interpretación de gráficas de gases ideales

Los diagramas presión volumen aportan gran cantidad de información, además de servir para el cálculo del trabajo realizado por el sistema. Vamos a particularizar en el caso de los gases ideales por ser su ecuación de estado p⋅V=n⋅R⋅T la más sencilla.

Cada punto de la gráfica marca un estado del sistema. Las variables de estado para una determinada cantidad de gas, son la presión, el volumen y la temperatura. Un punto en la gráfica p - v tiene una única temperatura asociada, según la expresión p⋅V=n⋅R⋅T⇒T=p⋅Vn⋅R , y por tanto cada punto marca un estado

Se puede demostrar que la energía interna U de un gas ideal depende únicamente de su temperatura. Así, a cada punto en la gráfica se le asocia, además de una temperatura, una energía interna.

Se denominan isotermas a las lineas que representan igual temperatura. Siguen la expresión pi⋅Vi=n⋅R⋅Ti=cte y corresponden con el conjunto de puntos que tienen, además, igual energía interna



Trabajo y calor dependen, en general, del camino seguido para llegar a un punto a otro de la gráfica, de la transformación.

En un proceso cíclico, la temperatura inicial y final es la misma, por tanto la energía interna del sistema no varía ∆U=Uf−Ui=0 , independientemente del camino seguido. Sin embargo recuerda que calor y trabajo intercambiados en el proceso no son funciones de estado y sí dependen, en general, del camino



Para determinar el incremento de energía interna ∆U en cualquier tipo de proceso, se utiliza la expresión ∆U=m⋅cv⋅∆T . ¿De donde viene? En un proceso a volumen constante (denominado proceso isocórico) no se realiza trabajo, pues el área bajo la curva del proceso es 0 y, en consecuencia, la primera ley de la termodinámica queda:

∆U=Q

El calor recibido por un gas a volumen constante viene dado por la expresión Q=m⋅cv⋅∆T . Combinando las dos expresiones anteriores, nos queda justamente la expresión buscada ∆U=m⋅cv⋅∆T .

Observa que, al depender el incremento de energía interna únicamente de los estados inicial y final (de la temperatura inicial y final), el valor obtenido será el mismo siempre que nos desplacemos a la misma isoterma, independientemente del camino seguido. Esto significa que, aunque el valor del incremento de energía se haya obtenido para un proceso a volumen constante, también será válido para cualquier proceso que se desplace a la misma isoterma. Puedes comprobarlo en este ejercicio.


https://www.fisicalab.com/ejercicio/682


Como puedes observar en la figura si conocemos el incremento de energía interna en un proceso a volumen constante (proceso A), que experimentalmente es sencillo de determinar, se puede aplicar la primera ley de la termodinámica para conocer el trabajo el calor de otro proceso (proceso B) que termine en el mismo estado, o lo que es lo mismo, en la misma línea isoterma.

Experimento de Joule

Joule ideó una mágina conformada por una pesa unida a unas aspas por medio de un sistema de poleas, que se encuentran sumergidas en un recipiente de vidrio lleno de agua. Cuando se deja caer la pesa desde la posición A hasta B, tal y como se muestra en la figura, esta pierde su energía potencial invirtiéndose en girar las aspas dentro del líquido. La fricción de las aspas con el agua provoca un aumento de la temperatura del mismo. A



partir de los resultados obtenidos con esta máquina se obtuvo la equivalencia establecida anteriormente:

1 cal = 4.184 J ⇔ 1 J = 0.24 cal

Tipos de procesos

Los procesos termodinámicos se suelen clasificar en:

Q = 0 Procesos adiabáticos. Aquellos en los que el sistema no intercambia calor. Por ejemplo, al usar un ambientador o desodorante en aerosol se produce un proceso casi adiabático. En estos casos ∆U=W (ó ∆U=−W , según criterio de signos elegido), es decir, el trabajo es función de estado. Cuando comprimimos o expandimos un gas en un proceso en el que no se intercambia calor, variamos su energía interna y, por tanto, su temperatura

V = cte. Procesos isocóricos. Aquellos en los que el volumen permanece constante. Por ejemplo, una botella de champán metida en un recipiente con hielo. Al no



haber variación de volumen, el trabajo del sistema es cero. Wsistema=0 . Siguiendo el primer principio, nos queda ∆U=Q , es decir, el calor es una función de estado. Esto significa que la única forma de variar la energía interna en un proceso en el que no se varía el volumen es a través del intercambio de calor

p = cte. Procesos isobáricos. Aquellos en los que la presión permanece constante. Por ejemplo, las reacciones químicas. El valor del trabajo se calcula a partir de la expresión Wsistema=p⋅∆V ó Wsistema=−p⋅∆V , según criterio IUPAC o tradicional respectivamentePor otro lado, este tipo de procesos permiten definir una nueva variable de estado, la entalpía H. De manera que:

∆U=Q+W∆U=Q−W}U2−U1=Q−p⋅(V2−V1)⇒⇒Q=U2+p⋅V2−(U1+p⋅V1)=H2−H1=∆H

Donde, como ves, la expresión de la entalpía no depende del criterio de signos seguido para llegar a ella

T = cte. Procesos isotérmicos. Aquellos en los que la temperatura permanece constante. Por ejemplo, un recipiente con gas y un pistón en la zona superior, sumergido en un depósito calorífico a temperatura constante. Al ser la temperatura constante, la variación de energía interna es cero ∆U=0 y en consecuencia:

∆U=Q+W∆U=Q−W}0=Q+W0=Q−W}Q=−WQ=W}



Donde se han tenido en cuenta los dos criterios de signos posibles. Observa que el proceso se realiza sobre una única isoterma:


energÍa

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