Primer Principio Termodinamica

8/18/2019 Primer Principio Termodinamica

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Primer principioFísica II

Grado en Ingeniería deOrganización Industrial

Primer Curso

Joaquín Bernal MéndezCurso 2011-2012

Departamento de Física Aplicada IIIUniversidad de Sevilla

Índice

Introducción

Calor y energía internaCalor específico: calorimetría

Calor latente y cambios de fase

Trabajo en los procesos termodinámicos

Primer Principio de la Termodinámica

Aplicaciones del Primer Principio

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IntroducciónLos sistemas termodinámicos pueden intercambiar energía consu entorno mediante diferentes mecanismos

Calor Trabajo

Transferencia de masa

En este tema vamos a introducir las técnicas básicas paracalcular y medir las transferencias energéticas en forma decalor y trabajo (sistemas cerrados)

Parte de la energía transferida entre un sistema y su entornopuede provenir de o quedar acumulada en el interior delsistema como energía asociada a sus componentesmicroscópicos

Los procesos de transferencia y acumulación de energía debenobedecer un Principio de conservación de la energía: Primer Principio de la Termodinámica

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Índice

Introducción






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Concepto de calor S.XVIII: Teoría del “calórico”:

fluido imponderable que entra o sale de los

cuerpos y que se conserva

S.XIX:

Conde Rumford (1799): rozamiento genera calor

James Joule (1843): calor como energía

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El calor es un mecanismo por el que la energía setransfiere entre un sistema y su entorno como

consecuencia de una diferencia de temperatura entreambos. También es la cantidad de energía Q transferida

en ese proceso

Energía interna

Ejemplo: agua que se calienta en una llama

El agua absorbe energía en forma de calor

Es incorrecto hablar de calor contenido en elagua

¿Cómo se denomina la energía acumulada?

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La energía interna (U ) es la energía asociada a loscomponentes microscópicos de un sistema (átomos y

moléculas) observados desde un sistema de referencia

en reposo respecto al sistema. Incluye:

E c y E p debidas al movimiento de átomos y moléculas

Energía potencial intermolecular


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Unidades del calor

En los comienzos de la termodinámica no se

consideraba el calor como energíaSe diseño un método para medir el Q

transferido en función del incremento de

temperatura de los cuerpos:

Existe una relación entre esta unidad y la

unidad de energía del S.I: 1 cal=4.18 J

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Caloría (cal): calor necesario para elevar latemperatura de 1g de agua desde 14,5 a 15,5 ºC.

Índice

Introducción






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Calor específico: calorimetría

Calor específico: permite caracterizar lamayor o menor tendencia a aumentar sutemperatura de las sustancias ante undeterminado aporte de energía

Supongamos una masa m de una sustancia a laque se aporta un calor Q, provocando un T

c es el calor necesario para elevar 1ºC latemperatura de la unidad de masa de sustancia

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Q m Qc

m T

J cal

unidades: ;kg K kg ºC

Calor específico

Se dispone de datos de c tabulados para

distintas sustancias

Podemos calcular Q transferido entre un

sistema y su entorno para un T :

Criterio de signos:

Si T >0 Q>0: sistema absorbe calor

Si T


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Calor específico: propiedadesdel agua

El agua tiene un valor muy alto de calor

específico:

puede absorber o ceder gran cantidad de calor

con un pequeño T

Es una sustancia excelente para almacenar

energía térmica o como refrigerante

Esta propiedad explica muchos fenómenos:

Clima en lugares costeros (“colchón térmico”)Brisa en las playas

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Calorimetría (I)

Medida del calor específico de un cuerpo:

Aumentamos su temperatura hastaLo introducimos en un recipiente aislado conuna masa de agua ( ) a T conocida:

Medimos la temperatura en el equilibrio:

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xT

aT am

xT xc x

m

T

T a

T am

calorímetro

Calorimetría (II) Análisis:

Conservación de la energía:

Donde por ser calor cedido

Usando el concepto de calor específico:

Para mayor precisión incluimos energía

absorbida por el recipiente:

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a xQ Q

0 xQ

( ) ( )a a a x x x

m c T T m c T T

( )

( )

a a a x

x x

m c T T c

m T T

' ( ) ( )a a a a c c a

Q m c T T m c T T


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Índice

Introducción

Calor y energía interna






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Calor latente y cambios defase

La energía se emplea en vencer las fuerzasatractivas entre moléculas

En una sustancia pura el cambio de fase a una Pdada ocurre a temperatura fija

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Q

0ºCT

0T

1 atmP


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Formas más comunes de cambios de fase:

Fusión-solidificación

Vaporización-condensación

Sublimación-deposición

Ej: hielo seco: CO2 pasa de sólido a gas a 1 atm y -78ºCLa sublimación también se denomina volatilización, y la deposiciónpuede ser llamada sublimación inversa en algunos textos.

Cambios de forma cristalina en sólidos

Ej: carbono-diamante

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Calor latente

Energía que ha de absorber o ceder 1 kg de

sustancia para que se produzca el cambio

de fase:

Signo: sigue el convenio para Q

Unidades de L:

Depende de:

Tipo de cambio de faseSustancia

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Q mL

J caló

kg g


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Calor latente

(*) corresponde a sublimación

El calor latente Lv suele ser mayor que el L f

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Sustancia PF (K) L f (kJ/kg) PV (K) Lv (kJ/kg)

Agua 273.15 333.5 373.15 2257

Alcohol 159 109 351 879

CO2 - - 194.6* 573*

Helio - - 4.2 21

Oro 1336 62.8 3081 1701

Plata 1234 105 2436 2323

Puntos y calores latentes de fusión y vaporización a 1 atm

Calor latente: ejemplo (I)Calor necesario para convertir m=1,5 kgde hielo a T 0=-20ºC y 1 atm en vapor

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Hielo

-20ºC

Hielo

Tf =0ºC

Agua

0ºC

Agua

Tv=100ºC

vapor

100ºC

1 0( )h f Q mc T T

2 f Q mL

3 ( )a v f Q mc T T

4 vQ mL

1 2 3 4

1,5 2.05 20 61,5kJ

kg K kJkg K

1,5 4.18 100 627kJ

kg K kJkg K

1,5 333,5 500kJ

kg kJkg

1,5 2257 3,39kJkg MJkg


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Calor latente: ejemplo (II)Calor necesario para convertir m=1,5 kgde hielo a T0=-20ºC y 1 atm en vapor

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vapor agua y

vapor

agua

agua

y hieloHieloTiempo, min

Hielo

-20ºC

HieloT f =0ºC

Agua

0ºC

AguaT v=100ºC

vapor

100ºC1 2 3 4

4

1

4,58 MJi

i

Q Q

• La mayor parte de Q se usa en

vaporizar el agua

• Q2 para fundir hielo ≈ Q3 paracalentar el agua

• Suponiendo 1 kJ/sQ

Índice

Introducción






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Diagrama PV

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f

i

V

V

W PdV

El trabajo realizado sobre un gas en un procesocuasiestático es igual a menos el área bajo la curva en eldiagrama PV entre el estado inicial y el final

Diagrama PV

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Camino A

Camino B

Camino C

( ) A f f i

W P V V ( ) B i f i

W P V V f

C i

W PdV

A B C W W W

El trabajo no es función de estado


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Índice

Introducción







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Primer Principio: introducciónQ y W son dos formas de transferir energía

La energía se acumula en los sistemas en

forma de energía internaExperimento de Joule (1843):

Se puede elevar T del agua

suministrando W

Para T =1ºC: W =4,18 J(equivalente mecánico del calor)

W y Q energía en tránsito

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Primer Principio

Principio de conservación de la energía:

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La variación de energía interna de un sistema esigual al calor transferido al sistema más el trabajo

realizado sobre el sistema

U Q W

0in

Q

0out Q

Sistema

0in

W

0out W U

in out Q Q Q

in out W W W

Primer Principio:observaciones

Es un caso particular del Principio de conservaciónde la energía

Válido para sistemas cerrados

No se puede aplicar a sistemas con términos de E c ó E p(efectos gravitatorios ó electromagnéticos)

La energía interna es una función de estadoSistemas PVT: U =U (P,T )

Para cambios infinitesimales: dU = dW + dQ,donde:

dU es una diferencial exacta

dQ, dW representan una pequeña energía transferida A veces se escriben: Q, W para indicar que no sondiferenciales exactas.

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Índice

Introducción







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Proceso adiabático

No existe intercambio de calor:

Modela sistemas aislados ó que siguen un proceso

rápidoPrimer Principio:

Todo el trabajo entregado al sistema se emplea enincrementar su energía interna

El trabajo realizado por el sistema se hace a costa dedisminuir su energía interna

Los procesos adiabáticos modelan bien algunosprocesos de expansión o compresión de gases enmáquinas térmicas

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U W

0Q


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Expansión libreEl gas se expande contra el vacío:

Primer Principio:

La energía interna del sistema no cambiaEn gases a densidades bajas la T no cambia

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0U Q W

Vacío0Q

0W

Proceso isocoro

V =cte

Primer Principio:El calor absorbido se emplea en incrementar U

Si el sistema cede energía en forma de calor,disminuye su energía interna

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U Q

0 f

iW PdV

P

V

f

i

El área bajo la curva

es nula


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Proceso cíclicoEl estado final coincide con el inicial

Como U es función deestado:

Primer Principio:

: el trabajo realizado

por el sistema coincide con el

calor absorbido por éste

el trabajo es el área encerrada

dentro del ciclo en el diagrama PV

Muy importantes en máquinas térmicas

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P

V

f i0 f iU U U

0 Q W Q W

W PdV

W

ResumenEl calor es un mecanismo de transferencia de energía entresistemas con diferentes temperaturas

El trabajo es otro mecanismo de transferencia de energíaEn sistemas PVT el trabajo cuasiestático realizado sobre el gas esigual a menos el área bajo la curva en un diagrama PV

La energía queda acumulada en los sistemas en forma de energíainterna, que es una función de estadoEl Primer Principio de la Termodinámica relaciona W , Q y U através de una ley de conservación de la energía

Diferentes sustancias requieren en general aportes diferentes decalor para provocar una variación dada de su temperatura

Las tablas de calores específ icos nos permiten relacionar numéricamente calor aportado con variaciones de temperatura de lassustancias

El cambio de fase de una sustancia requiere un aporte o retirada

de energíaLas tablas de calores latentes nos permiten calcular la energía que seprecisa para provocar distintos cambios de fase en distintas sustancias

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