domingo, 27 de noviembre de 2011

Termodinamica




ITMH



ING. EN SISTEMAS COMPUTACIONALES



física general scf1006



GERARDO MORENO RINCÓN - 10660096



Termodinamica



Federico baez ramos



MATEHUALA, S. L. P.

Indice

Introducción
Termodinamica
                       Definiciones
                       Escalas de temperatura
                       Capacidad calorífica
                       Leyes de la temperatura
Conclusión
Referencias Bibliográficas

Introducción


La termodinámica es una rama fundamental de la Química, que se centra en el estudio macroscópico de la naturaleza en equilibrio, sin embargo resulta en la mayoría de los casos muy poco popular entre los estudiantes. Esto puede ser debido a que el estudio termodinámico de un proceso quimicofísico se suele abordar mediante un planteamiento matemático muy riguroso, donde la derivación de todas las ecuaciones tiene un peso importante con lo que el estudiante pierde la visión macroscópica del fenómeno estudiado. La idea de esta página y de su contenido es acercar al estudiante a los procesos en sí, y mediante ejemplos sencillos facilitarle el aprendizaje de la materia. No se ha tratado de escribir unos apuntes que sustituyan a los muchos y buenos textos de Termodinámica Química existentes, sino de complementarlos, y hacerlo de forma esquemática. Ciertamente, se requerirán unos conocimientos matemáticos básicos, pero la termodinámica es una ciencia macroscópica y nosotros, no hay que olvidarlo, hablaremos de propiedades medibles.
En este blog se presentan los temas de definiciones, escalas de temperatura, capacidad calorifica y las leyes de la termodinamica, en la cual se realizo una investigacion y a continuacion se presentan los resultados. 


Definiciones


Cuando un sistema de baja temperatura se pone en contacto por medio de una pared diatérmica con otro sistema de mayor temperatura, la temperatura del sistema frío aumenta, mientras la temperatura del sistema caliente disminuye.
Si se mantiene este contacto por un periodo largo, se establecerá el equilibrio termodinámico, es decir, ambos sistemas tendrán la misma temperatura. Es evidente que si los sistemas están formados por diferentes sustancias o diferentes porciones de ellas, no contienen la misma cantidad de energía interna aunque su temperatura sea igual. Cuando la temperatura de un cuerpo caliente empieza a descender, las moléculas reducen el número total e intensidad de sus procesos de movimiento.

Punto triple de una sustancia.
Por definición, el punto triple de una sustancia es aquel en el cual sus tres fases (sólido, líquido y gaseoso) coexisten en equilibrio termodinámico.
Para obtener en forma experimental el punto triple de una sustancia, se debe variar la temperatura y la presión hasta lograr con ciertos valores que la sustancia se encuentre en sus tres fases.
Por ejemplo: el punto triple del agua es cuando el hielo, el agua líquida y el vapor de agua, coexisten en equilibrio térmico. La temperatura del punto triple del agua es de 273.16°K y la presión es de 6.025 x 10-3 atmósferas. Si un cuerpo sólido que se encuentra a una presión menor a la de su punto triple, es calentado, directamente se gasifica sin pasar por el estado líquido, efectuándose así una sublimación.

Energía interna
La energía interna de un sistema se define como la suma de las energías cinética y potencial de las moléculas individuales que lo constituyen. Al suministrar calor a un sistema, se provoca un aumento en la energía de agitación de sus moléculas, se produce un incremento en la energía interna del sistema y por consiguiente un aumento en la temperatura.
En general, cuanto mayor sea la temperatura de un sistema, mayor será su energía interna. Sin embargo, los valores absolutos de ésta en las moléculas no se pueden precisar, motivo por el cual sólo se determina la variación que sufre la energía del sistema mediante la expresión: 
ΔU = Uf – Ui. Donde:
ΔU = variación de la energía interna en Joules (J)
Uf = energía interna final en Joules (J).
Ui = energía interna inicial en Joules (J).

Formas de propagación del calor.
Si dos cuerpos se ponen en contacto y no manifiestan tendencia a calentarse o enfriarse, es porque su temperatura y, por tanto, la energía cinética media de sus moléculas es igual; pero cuando diversas partes de un mismo cuerpo, o varios cuerpos en contacto, están más calientes, todos tenderán a alcanzar la misma temperatura y el calor se propagará de un punto a otro.
El calor o energía calorífica siempre se propaga de los cuerpos calientes a los fríos, de tres maneras diferentes:
a) Conducción
b) Convección
c) Radiación.

Conducción.- es la forma de propagación del calor a través de un cuerpo sólido, debido al choque entre moléculas. Cuando el extremo de una varilla metálica se pone en contacto con el fuego, al cabo de cierto tiempo el otro extremo también se calienta. Esto se debe a que las moléculas del extremo calentado por el fuego vibran con mayor intensidad, es decir, con mayor energía cinética.
Una parte de esa energía se transmite a las moléculas cercanas, las cuales al chocar unas con otras comunican su exceso de energía a las contiguas, así su temperatura aumenta y se distribuye en forma uniforme a lo largo de la varilla. Esta transmisión de calor continuará mientras exista una diferencia de temperatura entre los extremos, y cesará totalmente cuando sea la misma en todas las partes.
Convección.- Es la propagación del calor ocasionada por el movimiento de la sustancia caliente. Al poner agua en un vaso de precipitado y calentarla posteriormente, observamos que transcurrido cierto tiempo comienza un movimiento en el seno (parte interna) del líquido
Esto se debe a que al recibir calor el líquido del fondo, la temperatura sube y provoca su dilatación, aumentando el volumen y en consecuencia disminuye la densidad de esa porción, por lo que sube a la superficie y es reemplazada por agua más fría y con mayor densidad. Este proceso se repite con la circulación de masas de agua más caliente hacia arriba y las de agua más fría hacia abajo, provocándose las llamadas corrientes de convección.
El calentamiento en los líquidos y gases es por convección. Los vientos son corrientes de convección del aire atmosférico, debido a las diferencias de temperatura y densidad que se producen en la atmósfera.
Radiación.- es la propagación del calor por medio de ondas electromagnéticas esparcidas, incluso en el vacío, a una velocidad de 300 mil km/seg. El calor que nos llega del Sol es por radiación, pues las ondas caloríficas atraviesan el vacío existente entre la Tierra y el Sol. A las ondas caloríficas también se les llama rayos infrarrojos, en virtud de que su longitud de onda es menor si se compara con la del color rojo.
Todos los cuerpos calientes emiten radiaciones caloríficas, es decir ondas electromagnéticas de energía proporcional a su temperatura. Cuando la radiación de un cuerpo caliente llega a un objeto, una parte se absorbe y otra se refleja. Los colores oscuros son los que absorben más las radiaciones. Por ello, en los climas cálidos se usan con frecuencia ropas de colores claros para reflejar gran parte de las ondas infrarrojas y luminosas que provienen del Sol.

Unidades para medir el calor.
Como ya señalamos, el calor es una forma de energía llamada energía calorífica. Por lo tanto, las unidades para medir el calor son las mismas del trabajo mecánico y la energía:
a) Sistema Internacional de Unidades:
Joule = Newton x metro.
b) Sistema CGS:
Ergio = dina x centímetro = dina. Cm.
Aunque existen las unidades anteriores, aún se utilizan unidades como: la caloría y el BTU que a continuación se describirán:
Caloría.- es la cantidad de calor aplicado a un gramo de agua para elevar su temperatura 1°C.
Kilocaloría.- Es un múltiplo de la caloría y equivale a: 1 Kcal = 1000 cal.
El BTU es la unidad para medir el calor en el Sistema Inglés, y dichas siglas son British Thermal Unit, que significa, Unidad térmica Británica, y es la cantidad de calor aplicada a una libra de agua (454 gramos) para que eleve su temperatura un grado Fahrenheit:
1 Btu = 252 cal = 0.252 Kcal
La equivalencia entre joules y calorías, es la siguiente:
1 joule = 0.24 cal
1 caloría = 4.2 Joules.


Escalas de temperatura


El alemán Gabriel Fahrenheit, soplador de vidrio y fabricante de instrumentos, fabricó en 1714, el primer termómetro, para ello lo colocó a la temperatura más baja que pudo obtener, mediante una mezcla de hielo y cloruro de amonio (NH4Cl), marcó el nivel que marcaba el mercurio; después al registrar la temperatura del cuerpo humano, volvió a marcar el termómetro y entre ambas señales hizo 96 divisiones iguales. Más tarde observó, que al colocar su termómetro en una mezcla de hielo en fusión y agua, registraba una lectura de 32° F y al colocarlo en agua hirviendo leía 212 ° F.
En 1742, el biólogo sueco Andrés Celsius basó su escala en el punto de fusión del hielo (0 ° C), y en el punto de ebullición del agua (100 ° C), a la presión de una atmósfera o sea 760 mmHg, es decir dividió su escala en 100 partes iguales, cada una de 1° C.
Años después el Inglés William Kelvin propuso una nueva escala de temperatura, en la cual el cero corresponde a lo que tal vez sea la menor temperatura posible llamada cero absoluto, en ésta temperatura, la energía cinética de las moléculas es cero. El tamaño de un grado de la escala Kelvin es igual al de un grado Celsius y el valor de cero grados en la escala de Celsius equivale a 273 K. Cuando la temperatura se da en Kelvin se dice que es absoluta y ésta es la escala aceptada por el Sistema Internacional de Unidades (SI).
Existe otra escala de temperatura usada solo en trabajos científicos denominada Rankine, que también toma como referencia el punto de congelación y ebullición del agua. Al igual que la escala Fahrenheit, la escala Rankine presenta 180 divisiones, siendo el punto de congelación del agua 492 °R y el de ebullición 672 °R. En el cuadro sigueinete se muestra un comparativo entre las 4 escalas.

Existe un límite mínimo de temperatura: 0° K = - 273 ° C = - 460 ° F, = 0 ° R pero no hay límite máximo de ella, pues en forma experimental se obtienen en los laboratorios temperaturas de miles de grados, mientras que en una explosión atómica, se alcanzan temperaturas de millones de grados. Se supone que la temperatura en el interior del Sol, alcanzan los mil millones de grados.
Aunque la escala Kelvin es usada por el SI, para medir temperaturas, aún se emplea la escala Celsius o centígrada y la escala Fahrenheit, por lo tanto es conveniente manejar sus equivalencias de acuerdo con las siguientes expresiones:
1.- Para convertir de grados Celsius a Kelvin:
°K = ° C + 273.
2.-  Para convertir de Kelvin a grados Celsius:
° C = °K – 273.
3.- Para convertir de grados Celsius a grados Fahrenheit:
° F = 1.8° C + 32.
4.- Para convertir de grados Fahrenheit a grados Celsius:
° C = ° F – 32
             1.8
5.- Para convertir de grados Fahrenheit a Rankine:
° R = ° F + 460.
6.- Para convertir de grados Rankine a Fahrenheit:
°F = °R -460.


Capacidad Calorifica







La capacidad calorífica de una sustancia es el calor necesario para elevar, en una unidad termométrica, la temperatura de una unidad de masa de dicha sustancia. En el cuadro siguiente se dan las capacidades caloríficas de algunas sustancias.

Capacidad calorífica o calor específico de algunas sustancias. (a  presión constante)

Calores específicos de gases a presión y volumen constantes (Cp y Cv)

Del cuadro anterior se puede concluir que la capacidad calorífica o calor específicos de los gases es mayor a presión constante (proceso isobárico) comparado con un proceso a volumen constante (proceso isoórico).
A partir de experimentos se ha observado que al suministrar la misma cantidad de calor a dos sustancias diferentes, el aumento de temperatura no es el mismo. Por consiguiente, para conocer el aumento de temperatura que tiene una sustancia cuando recibe calor, emplearemos su capacidad calorífica, la cual se define como la relación existente entre la cantidad de calor ΔQ que recibe y su correspondiente elevación de temperatura ΔT.              C = ΔQ/ ΔT.
Como el calor puede ser expresado en calorías, kcal, joule, erg o Btu; y la temperatura en °C, °K, o °F; las unidades de la capacidad calorífica pueden ser en: cal/°C, kcal/°C, J/°C, J/°K, erg/°C, Btu/°F.
En la determinación de la capacidad calorífica de una sustancia debe especificarse si se hace a presión o a volumen constante y se indicará de la siguiente manera: Cp si es a presión constante, Cv si es a volumen constante.
La capacidad calorífica de una sustancia tiene un valor mayor si se lleva a cabo a presión constante, que si es realizada a volumen constante. Toda vez que al aplicar presión constante a una sustancia, ésta sufre un aumento en su volumen, lo que provoca una disminución en su temperatura y, consecuentemente, necesitará más calor para elevarla.
A volumen constante, todo el calor suministrado a la sustancia pasa a aumentar la energía cinética de las moléculas, por lo tanto la temperatura se incrementa con mayor facilidad.
Es evidente que mientras más alto sea el valor de la capacidad calorífica de una sustancia, requiere mayor cantidad de calor para elevar su temperatura.
Puesto que la capacidad calorífica de una sustancia es la relación entre el calor recibido y su variación de temperatura; si calentamos diferentes masas de una misma sustancia, observaremos que su capacidad calorífica es distinta. Por ejemplo, al calentar dos trozos de hierro, uno de 2 kg y otro de 10 kg, la relación ΔQ/ΔT = C es diferente entre los dos trozos, aunque se trata de la misma sustancia.

Calor específico.
Puesto que la capacidad calorífica de una sustancia es la relación entre el calor recibido y su variación de temperatura; si calentamos diferentes masas de una misma sustancia, observaremos que su capacidad calorífica es distinta. Por ejemplo, al calentar dos trozos de hierro, uno de 2 kg y otro de 10 kg, la relación ΔQ/ΔT = C es diferente entre los dos trozos, aunque se trata de la misma sustancia.
Pero si dividimos el valor de la capacidad calorífica de cada trozo de hierro entre su masa, encontraremos que la relación: capacidad calorífica/masa, o bien C/m para cada trozo es la misma. De donde para un mismo material independientemente de su masa C/m = constante. A esta relación se le nombra calor específico y es una propiedad característica de la materia.
Por definición: el calor específico Ce de una sustancia es igual a la capacidad calorífica C de dicha sustancia entre su masa m:
Ce = C/m, como C = ΔQ/ΔT, Ce = ΔQ/mΔT
Por , lo tanto Q = m Ce ΔT. En términos prácticos, el calor específico se define como la cantidad de calor que necesita un gramo de una sustancia para elevar su temperatura un grado Celsius.
En el primer cuadro de este tema se muestran los calores específicos de algunas sustancias. En el caso del agua, su valor es de 1 cal/g °C, esto quiere decir que un gramo de agua aumenta su temperatura un grado Celsius cuando se le suministra una cantidad de calor igual a una caloría. Según el cuadro, el agua tiene mayor calor específico, lo cual significa que necesita más calor para elevar su temperatura.
Por ejemplo, cuando se ponen a calentar por separado la misma masa de dos sustancias diferentes, como el agua y la plata, se observará que al aplicarles cantidades iguales de calor, la plata se calentará aproximadamente 18 veces más rápido en comparación con el agua, por lo tanto, cuando ésta suba 1°C de temperatura, la plata subirá 18 °C.

Leyes de la termodinamica


Primera Ley .
Con el descubrimiento hecho por Joule acerca del equivalente mecánico del calor se demostró que la energía mecánica se convierte en energía térmica.
Cuando por fricción aumenta la energía interna de un cuerpo, y que la energía térmica se puede convertir en energía mecánica si un gas encerrado en un cilindro se expande y mueve un émbolo, con esto ha sido posible establecer claramente la Ley de conservación de la energía.
Esta ley, aplicada al calor, da como resultado el enunciado de la Primera Ley de la Termodinámica que dice: la variación en la energía interna de un sistema es igual a la energía transferida a los alrededores o por ellos en forma de calor y de trabajo, por lo que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Otro enunciado de la Primera Ley de la Termodinámica es la siguiente:
La variación de la energía interna de un sistema termodinámico es igual a la diferencia entre la energía que le es transferida en forma de calor y el trabajo mecánico que realiza. Matemáticamente la primera Ley de la termodinámica se expresa de la siguiente forma.
ΔU = Q – W. Donde:
ΔU = variación de la energía interna del sistema expresada en calorías (cal) o Joules (J).
Q = calor que entra o sale del sistema medido en calorías o joules.
W = trabajo efectuado por el sistema o trabajo realizado sobre éste expresado en calorías o Joules.
El valor de Q es positivo cuando entra calor al sistema y negativo si sale de él. El valor de W es positivo si el sistema realiza trabajo y negativo si se efectúa trabajo de los alrededores sobre el sistema. Al suministrar calor a un sistema formado por un gas encerrado en un cilindro hermético, el volumen permanece constante (proceso isocórico), y al no realizar ningún trabajo todo el calor suministrado al sistema aumentará su energía interna: ΔU = Uf-Ui = Q.

Ley Cero
Para comprender esta Ley, observemos la figura siguiente.

Si los sistemas A y B están en equilibrio termodinámico con el sistema C, entonces los sistemas A y B se encuentran en equilibrio termodinámico entre sí.
Esta ley nos explica que cuando un sistema se pone en contacto con otros, al transcurrir el tiempo, la temperatura será la misma, porque se encontrará en equilibrio térmico.
Otra forma de expresar la Ley cero de la termodinámica es la siguiente:
La temperatura es una propiedad que posee cualquier sistema termodinámico y existirá equilibrio térmico entre dos sistemas cualesquiera, si su temperatura es la misma.
Dos sistemas en equilibrio térmico con un tercero están en equilibrio térmico entre sí. 

Segunda Ley.
La energía calorífica no fluye en forma espontánea de un sistema frío a otro caliente. Sólo cuando se tienen dos sistemas con diferentes temperaturas se puede utilizar la energía calorífica para producir trabajo.
El calor fluye espontáneamente del sistema caliente al frío hasta que se igualan las temperaturas. Durante este proceso, parte del calor se transforma en energía mecánica a fin de efectuar un trabajo, pero no todo el calor puede ser convertido en trabajo mecánico. La primera Ley de la termodinámica, como ya señalamos, estudia la transformación de la energía mecánica en calorífica y la del calor en trabajo, sin imponer ninguna restricción en estos cambios.
Sin embargo, la Segunda Ley de la termodinámica señala restricciones al decir que existe un límite en la cantidad de trabajo, el cual es posible obtener a partir de un sistema caliente.
Existen dos enunciados que definen la Segunda Ley de la termodinámica, uno del físico alemán Rudolph J. Celsius: el calor no puede por sí mismo, sin la intervención de un agente externo, pasar de un cuerpo frío a un cuerpo caliente. Y otro del físico inglés William Thomson Kelvin: es imposible construir una máquina térmica que transforme en trabajo todo el calor que se le suministra.

Entropía y Tercera Ley.
La entropía es una magnitud física utilizada por la termodinámica para medir el grado de desorden de la materia. En un sistema determinado, la entropía o estado de desorden dependerá de su energía calorífica y de cómo se encuentren distribuidas sus moléculas.
Como en el estado sólido las moléculas están muy próximas unas de otras y se encuentran en una distribución bastante ordenada, su entropía es menor si se compara con la del estado líquido, y en éste menor que en el estado gaseoso. Cuando un líquido es calentado las moléculas aumentan su movimiento y con ello su desorden, por tanto, al evaporarse se incrementa considerablemente su entropía. En general, la naturaleza tiende a aumentar su entropía, es decir, su desorden molecular.
Como resultado de sus investigaciones, el físico y químico alemán Walther Nernst estableció otro principio fundamental de la termodinámica llamado Tercera Ley de la Termodinámica, dicho principio se refiere a la entropía de las sustancias cristalinas y puras en el cero absoluto de temperatura (0°K), y se enuncia de la siguiente manera: la entropía de un sólido cristalino puro y perfecto puede tomarse como cero a la temperatura del cero absoluto.
Por lo tanto, un cristal perfectamente ordenado a 0°K tendrá un valor de entropía igual a cero. Cualquier incremento de la temperatura, por encima de 0°K, causa una alteración en el arreglo de las moléculas componentes de la red cristalina, aumentando así el valor de la entropía.





Conclusiones

Los procesos termodinámicos son los responsables finales de todos los movimiento dentro de la atmósfera. Cuando se estudia un sistema meteorológico particular, se asume que la energía se conserva para ese sistema.
Para la mayoría de las situaciones se puede asumir que el aire se comporta como un gas ideal y por tanto obedece la ley de los gases ideales. La ley de los gases ideales puede expresarse de diversas formas.
La primera ley de la termodinámica establece que la energía añadida a o eliminada de un sistema se utiliza para realizar un trabajo en o por el sistema y para aumentar o disminuir la energía interna (temperatura) del sistema.  
De la integración de la forma entrópica de la primera ley de la termodinámica se obtiene una expresión para la temperatura potencial de una parcela de aire. Esto es, la temperatura absoluta que alcanzaría una parcela de aire si se moviera adiabáticamente hasta el nivel de presión de 1000 hPa.  
Cuando las moléculas de agua condensan a agua en forma líquida o en forma de hielo, se libera energía. La cantidad de energía liberada es igual a la cantidad de energía requerida para evaporar la misma cantidad de agua. Por este mecanismo se producen grandes cantidades de energía dentro de la atmósfera.
Los cuatro mecanismos más importantes para el calentamiento de la atmósfera son: absorción de la radiación solar incidente y de la radiación infrarroja emitida, intercambio neto de calor desde las regiones con temperaturas más altas a las regiones con temperaturas más bajas, producción de calor latente por condensación o congelación, y calentamiento por fricción (muy pequeño).

Referencias Bibliográficas

  • H. Perez. Física General. Tercera Edición.
  • J. Ficini. Termodinamica. Omega, S. A. Ediciones, 1973. 178pp.
  • M. Saad. Termodinamica. Urmo S. A. 1974. 624pp.