Las Leyes de la Termodinámica

La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes: 

• Principio Cero: permite definir la temperatura como una propiedad. 

• Primer Principio: define el concepto de energía como magnitud conservativa. 

• Segundo Principio: define la entropía como magnitud no conservativa, una medida 

de la dirección de los procesos. 

• Tercer Principio: postula algunas propiedades en el cero absoluto de temperatura.

Principio cero de la Termodinámica

No fue formulado formalmente hasta después de enunciadas las tres leyes, de ahí su nombre.

"Si dos sistemas A y B están en equilibro térmico cada uno de ellos con un tercero C, los sistemas Ay B están en equilibrio térmico entre sí."

La existencia del equilibrio térmico entre dos cuerpos puede comprobarse ca través de un sistema intermedio llamado termómetro, sin necesidad de que los dos sistemas estén necesariamente en contacto.

Primera ley de la Termodinámica

Podríamos resumir esta primera ley de la termodinámica como el principio de conservación de la energía en sistemas adiabáticos, es decir que si hay interacciones, solo pueden ser en forma de trabajo. Donde

ΔQ = ΔU + ΔW

Como se evidencia en el siguiente vídeo.

Segunda ley de la Termodinámica

A pesar de que puede y ha sido formulada de múltiples formas por difrentes científicos a lo largo de la historia, con el fin de hacer su comprensión mas fácil, publicamos el enunciado de Clausius.

"Es imposible un proceso cuyo único resultado sea la transferencia de energía en forma de calor de un cuerpo de menor temperatura a otro de mayor temperatura."

Necesidad de la Segunda Ley. 

Ejemplos de procesos en que se cumple la Primera Ley pero que ocurren claramente en 

una sola dirección: 

• Cubo de hielo en taza de agua caliente. 

• Dos depósitos a diferente nivel. 

• Apertura de un depósito a presión. 

• Conversión de entrada de calor en salida de trabajo. 

Utilidad de la Segunda Ley: 

1) Predecir dirección de los procesos. 

2) Establecer las condiciones de equilibrio. 

3) Determinar las mejores prestaciones teóricas de ciclos y motores térmicos. 

4) Cuantificar el alejamiento del óptimo en máquinas reales. 

5) Definir una escala absoluta de temperatura (independiente de la sustancia termomé-

trica). 

6) Procedimiento de cálculo de u y h a partir de otras propiedades medibles.

Tercera ley de la Termodinámica

Afirma que no se puede alcanzar el cero absoluto (0ºK, -273,15ºC, -459,67ºF) en un numero finito de etapas.

Es decir que el cero absoluto es imposible de alcanzar, pues para esto se requeriría que la energía interna del sistema fuese también cero, lo que equivale a decir que los átomos no estarían en movimiento.

Para poder alcanzar el cero absoluto se necesitaría también de un sistema que estuviera a menor temperatura que este (segunda ley) lo cual es imposible.

Experimento: Las leyes de la Termodinámica

Calorimetria

Mediante la calorimetría se puede medir el calor en una reacción química o en un cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro.

En física, el calor  es una forma de energía asociada al movimiento de los átomos, moléculas y otras partículas que forman la materia. El calor puede ser generado por reacciones químicas (como en la combustión), nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno que tienen lugar en el interior del sol), disipación electromagnética (como en los hornos microondas) o por disipación mecánica (fricción). Su concepto esta ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre (no exista flujo de calor de un cuerpo al otro). El calor puede ser transferido entre objetos por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convicción, aunque en la mayoría de los procesos reales todos los mecanismos anteriores se encuentran presentes en mayor o menos grado.
Los cuerpos no tienen calor, sino energía interna. El calor es la transferencia de parte de dicha energía interna (energía térmica) de un sistema a otro, con la condición de que estén a diferentes temperaturas.
La temperatura es una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico, mas específicamente la energía cinética. A medida que la energía de un sistema es mayor, su temperatura es mayor.
El calor especifico de una sustancia es la cantidad de energía necesaria que hay que suministrar a la unidad de masa para aumentar su temperatura en una unidad. Se representa con la letra c (minúscula) como caloría.
De forma análoga se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad. Se representa con la letra C (mayúscula)
Por lo tanto, el calor especifico es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa. c = C / m


La cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo se calcula mediante la siguiente formula:

Q=c*m*ΔT

Donde

Q=Calor

c=Calor especifico

m=Masa

ΔT=Diferencia de temperatura (Tf-To)

*Esta formula solo puede ser utilizada si la sustancia NO cambia de estado.

Calorímetro virtual

TEMPERATURA FINAL DE UNA MEZCLA

Supongamos que tiro un hierro a 80 ºC en una olla con agua. Pregunto:

 ¿ Cuál será la temperatura final del agua con el hierro ?.

Para explicarte como se calcula esto, dejame primero comentarte la idea de PARED ADIABATICA. Una superficie es adiabática si es aislante del calor, es decir, el calor no la puede atravesar. O sea, si vos consiguieras un recipiente total y absolutamente adiabático, cualquier cosa caliente que pusieras adentro no se enfriaría nunca. ( nunca ).

Esto es teórico. Los recipientes adiabáticos no existen en la realidad. Lo más parecido es un termo, pero como sabés, el agua caliente puesta en un termo a la larga se enfría. En realidad, en un recipiente adiabático no puede salir calor de adentro, pero tampoco puede entrar el calor de afuera. Quiere decir que si ponés algo frío en un recipiente perfectamente adiabático, seguirá frío por los siglos de los siglos. ( Repito, esto es teórico ).

Entonces, pongamos 1 kg de agua a 20 ºC  en un recipiente adiabático.

Ahora agreguemos 1 kg de hierro a 80 ºC. Después de un tiempo van a estar a la misma temperatura. ( T_f tendrá que estar entre 20 y 80 ºC ). Fijate como se calcula esa temperatura final. ( importante ).

Digo:

El fe se va a enfriar ( cede calor ) y el agua se va a calentar ( recibe calor ). Como no puede salir calor del recipiente porque es adiabático, el calor que pierde el agua tiene que ser el calor que gana el fe. Entonces puedo poner :

 

                          Q _{ganado por el H2O} =  -  Q _{cedido por el Fe}

Le puse un signo menos al calor cedido por el hierro porque para el fe T_f  es menor que T_i  y me va a dar negativo. Pasando al mismo miembro :

                          Q _{ganado por el H2O}  + Q _{cedido por el Fe}   = 0

Conclusión:  si me dan 2 substancias cualquiera que inicialmente están a distinta temperatura, las ponen en un recipiente adiabático y me piden calcular la temperatura final, tengo que plantear siempre :

Ecuación para calcular la temperatura final Q ganado + Q cedido = 0

Entonces, si pongo juntos  1 kg  de fe a 80 ºC y 1 kg de agua a 20 ºC la T_f  será :

          

Aclaraciones:

·         La fórmula  Q _ganado + Q _cedido  = 0  sirve cuando ponés juntos 2 cuerpos. Si te dieran 3, la ecuación quedaría  Q ₁ + Q ₂ + Q ₃ = 0.  (Idem si te dieran 4)

·         Si el calor específico de un cuerpo es por ejemplo  0,5 cal / g ºC  y vos lo    querés pasar a  kcal / kg ºC , directamente te queda  0,5 kcal / kg ºC. Esto es porque 1 kg son justo 1000 g  y  1 kcal son justo 1000 cal. Así que el asunto se compensa  y queda igual.

CALOR DE FUSION Y DE VAPORIZACION

Vos tenés hielo. Para derretirlo tenés que entregarle calor. La cantidad de calor que hay que darle a una substancia para derretirla ( fundirla ) se llama calor latente de fusión. Para el hielo vale 80 Kcal / Kg ( u 80 cal / g ). Lo mismo si querés evaporar agua. El calor latente de de vaporización para el agua es Lv = 540 cal / g ( o kcal / kg ). Estos valores de Lv y L_f significan lo siguiente: Para derretir 1 kg de hielo hay que entregar 80 kcalorias. ( o lo que es lo mismo, para congelar 1 kg de agua hay que quitarle 80 kcal ). Para evaporar un kg de agua hay que entregarle 540 kcal. ( y para condensar 1 kg de vapor hay que quitarle 540 kcal ).

La fórmula que se usa para calcular la cantidad de calor que hay que entregarle a una cierta masa para que se derrita, se congele, se evapore o se condense es:

Atención !. Esta fórmula vale sólo si el cuerpo cambia de estado. ( Es decir, si pasa de sólido a líquido, de líquido a vapor, etc ).

También acordate que mientras una substancia cambia de estado, la temperatura se mantiene constante. No aumenta ni disminuye.

Ejemplo: Calcular la cantidad de calor que hay que entregarle a un cubito de hielo de 50 g que está a  - 30 ºC para derretirlo y obtener agua a 0 ºC.

Veamos. Primero tengo que llevarlo de –30 ºC a 0 ºC.

La cantidad de calor a entregar es:

Para derretir el hielo se necesitará :  Q =  m. L = 80 cal / g . 50 g

                           

                                           Q = 4000 cal                     

Entonces la cantidad de calor total que necesito es 750 cal + 4000 cal .

Qtot = 4750 cal

Falta agregar en este apunte:

* Explicacion de Pared Adiabatica - Calorimetro.

* Diagramas de temperatura.

* 3 problemas: Uno de calcular la cant de calor necesaria para llevar 2 kg

de hielo a -20 ºC hasta vapor a 100 ºC

* Otro donde se ponen 1 kg de agua a 0 ºC y 1 kg de vapor a 100 ºC. Averiguar la T_final

* Otro donde donde la T_final de equilibrio sea cero grados

* Hablar del L_vap del agua y la traspiración del cuerpo humano.

Dilatación térmica

Se denomina dilatación térmica al aumento de longitud, volumen o alguna otra dimensión métrica que sufre un cuerpo físico debido al aumento de temperatura que se provoca en él por cualquier medio.
La dilatación de los sólidos con el aumento de la temperatura ocurre porque aumenta la energía térmica y esto hace que aumente las vibraciones de los átomos y moléculas que forman el cuerpo, haciendo que pase a posiciones de equilibrio más alejadas que las originales. Este alejamiento mayor de los átomos y de las moléculas del sólido produce su dilatación en todas las direcciones.

Experimentalmente se observa que todas las sustancias (salvo raras excepciones como el agua) se dilatan al aumentar su temperatura. Esta dilatación es normalmente pequeña en términos relativos. Sin embargo, esto no debe inducir a pensar que se trata de un fenómeno cuya repercusión sea despreciable en arquitectura e ingeniería; al contrario, es de gran importancia en problemas practicos.

Dilatación lineal

Consideremos una barra cuya sección es muy pequeña comparada con su longitud inicial l_o. Al incrementar la temperatura en un valor ΔT , la longitud de la barra aumenta en una cantidad ΔL.

La constante de proporcionalidad ⍺ se denomina coeficiente de dilatación lineal.

Dilatación superficial o cuadrada

Cuando un área o superficie se dilata, lo hace incrementando sus dimensiones en la misma proporción. Por ejemplo, una lamina metálica aumentan su ancho y su largo, lo que significa un incremento de área.

Dilatación volumetrica

Al igual que en la dilatación superficial, al dilatarse un volumen, lo hace incrementando sus dimensiones en la misma proporción. 

El fenómeno anómalo del agua

También conocido como el comportamiento anómalo del agua.

Los líquidos se caracterizan por dilatarse al aumentar la temperatura, siendo su dilatación volumétrica unas diez veces mayor que la de los sólidos.

Sin embargo, el líquido más común, el agua, no se comporta como los otros líquidos. La densidad del agua tiene un máximo a 4ºC, donde su valor es de      1000 kg/m³. A cualquier otra temperatura su densidad es menor. Este comportamiento del agua es la razón por la que en los lagos se congela primero la superficie, y es en definitiva lo que hace posible la vida subacuática.

A temperatura ambiente, el agua se dilata cuando la temperatura sube y se contrae cuando baja. Pero próximo al punto de congelación, a los 0 ºC, ocurre lo contrario, lo cual es muy importante para la preservación de la vida.

Según esta curva, la densidad máxima del agua es a 4°C, es decir, en estado líquido, mientras que a 0°C, en estado sólido, es menor.  Para comprender esta propiedad, podemos suponer que por efecto del calor externo la masa sólida comienza a fundirse.  En esta transformación, un número relativamente pequeño de moléculas adquiere energía cinética suficiente como para que se rompan sus enlaces de hidrógeno (enlaces que establecen unas moléculas de agua con otras). Estas moléculas se liberan de la red cristalina que comienza a desmoronarse y quedan ocupando los huecos hexagonales que forman canales, con lo cual comienza a aumentar la masa por unidad de volumen.  A medida que crece la energía externa aumenta la densidad del agua líquida,  porque se ocupan  más espacios vacíos hasta llegar al máximo de 4°C.  Esta es la razón por la cual el hielo es menos denso que el agua, y por lo tanto flota sobre ella. 

Al mismo tiempo que el agua se calienta, se expande y por lo tanto disminuye su densidad.  Estos dos procesos (la ocupación de huecos hexagonales y la expansión térmica) actúan en sentidos contrarios.  De 0°C a 4°C predomina el proceso de llenado de huecos y el agua se torna más densa.  Sobre 4°C predomina la expansión térmica con la consiguiente disminución de densidad.  Las variaciones de densidad del agua con la temperatura tienen una profunda repercusión en el medio ambiente.  En cuerpos de agua, como un lago,  el agua a 4°C, que es la más densa, se sumerge hasta el fondo mientras que el agua sobre 4°C, que es menos densa, sube a la parte superior.  Este desplazamiento de agua, por convección, produce que la casi totalidad del cuerpo alcance los 4°C.  Bajo esta temperatura la densidad disminuye, pero como el agua no es más pesada que la que está a 4°C, no se desplaza hacia el fondo sino que  permanece en la superficie hasta que a 0°C se congela.  La capa de hielo que se forma,  que es menos densa,  no se sumerge y como queda sobre la superficie del cuerpo de agua  forma una capa aislante que evita que el agua interior se congele.  Si el hielo llegara al fondo, no podría aislar el interior del cuerpo del frío ambiental, por lo que todo el cuerpo se congelaría, y los  peces y otros organismos vivos morirían. 

Presentación Prezi de este fenomeno

Conceptos y Definiciones

Sistema, Pared, Entorno y Universo

Sistema: es una porción del universo objeto de estudio. Un sistema es una región restringida, no necesariamente de volumen constante, ni fija en el espacio, en donde se puede estudiar la transferencia y transmisión de masa y energía. Se debe definir cuidadosamente.

Conceptos de sistema, entorno, pared y universo.

Todo sistema queda limitado por un contorno, paredes, fronteras o límites del sistema, que pueden ser reales o imaginarios. También se llaman superficie de control. La frontera separa el sistema del resto del universo; esta frontera puede ser material o no. A través de la frontera suceden los intercambios de trabajo, calor o materia entre el sistema y su entorno. 

El medio rodeante o entorno es la parte del universo próxima al sistema y que se ve afectada en alguna medida por los procesos que ocurren en el sistema. 

El universo es todo lo accesible a nuestro experimento. Para el termodinámico, el universo está formado por el sistema examinado y su entorno con el que es capaz de interaccionar en su evolución: 

universo = sistema + entorno

Por convenio, el universo para el termodinámico es un sistema aislado.


Tipos de sistemas

Los sistemas se clasifican según cómo sea la pared que los separa del entorno. En función de sus paredes o límites, un sistema puede ser:

• Cerrado: es una región de masa constante; se denomina masa de control. A través de sus límites sólo se permite la transferencia de energía, pero no de materia. La pared que rodea al sistema es impermeable.

• Abierto: en un sistema abierto es posible la transferencia de masa y de energía a través de sus límites; la masa contenida en él no es necesariamente constante. Se denomina volumen de control; la superficie limitante, que por lo menos en parte debe ser permeable o imaginaria, se llama superficie de control. Una pared también puede ser semipermeable, si permite el paso sólo de algunas sustancias.

• Rígido: no permiten el cambio de volumen.

• Adiabático: una pared adiabática es aquella que sólo permite interacciones en forma de trabajo entre el sistema y su entorno. Una pared diatérmica permite interacciones de energía de otras formas que no son trabajo.

• Aislado: un sistema aislado no puede transferir materia ni energía con su entorno. El

universo en su totalidad se puede considerar como un sistema aislado.

Propiedad, Estado

Propiedad es cualquier magnitud física evaluable de un sistema.

El estado de un sistema está definido por el conjunto de propiedades (temperatura, presión, composición, etc.) que caracterizan este sistema, pero no por su entorno ni por su historia.

Algunas propiedades que definen el estado del sistema son independientes; por tanto, es posible escoger arbitrariamente algunas magnitudes como variables de estado, y considerar otras como funciones de esas variables de estado. Los siguientes términos son sinónimos: propiedad, variable de estado, función de estado.

Calor y Trabajo

El calor es la energía producida por la vibración acelerada de las moléculas, que se manifiesta elevando la temperatura y dilatando los cuerpos; así como la transferencia de esta energía entre diferentes cuerpos o zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, hasta que ambos se encuentren en equilibrio térmico.

En termodinámica el trabajo es definido de la siguiente manera: 

"interacción entre dos sistemas tal que cualquier cambio en cada sistema y su entorno podría haberse producido, exactamente, con el único efecto externo a ese sistema, del cambio en la altura de una masa en un campo gravitatorio."

Es decir, un sistema realiza trabajo sobre su entorno si los efectos de la interacción pueden reducirse exclusivamente al levantamiento o reducción de altura de un peso. El trabajo es, por definición, una interacción; por tanto, requiere al menos de dos sistemas. En consecuencia, no hay trabajo si sólo se considera un sistema (sistema aislado). 

No todas las interacciones son en forma de trabajo.

Historia de la termodinámica

La historia de la termodinámica como una disciplina científica generalmente comienza con Otto von Guericke quien, en 1650 diseño y construyo la primera bomba de vacío, para demostrar la existencia del vacío y refutar así la teoría de Aristoteles. Poco después en 1656, el físico y químico inglés Robert Boyle en coordinación con el científico también inglés Robert Hooke crearon la bomba de aire. Usando esta bomba Boyle y Hooke notaron una correlación entre presión, temperatura y volumen. Entonces, la ley de Boyle fue formulada, que establece que la presión y el volumen son inversamente proporcionales. Luego, en 1679, basado en estos conceptos, un asociado de Boyle llamado Denis Papin construyo el digestor a vapor, que era un recipiente cerrado con una tapa hermética que confinaba el vapor hasta que una alta presión fuese generada.


En 1798, Thompson demostró la conversión del trabajo mecánico en calor.

Los conceptos fundamentales de capacidad calorífica y calor latente, que fueron necesarios para el desarrollo de la termodinámica, los desarrollo el profesor Joseph Black en la universidad de Glasgow.

En la misma universidad, James Watt se propuso estudiar la magnitud del calor puesto en funcionamiento de la maquina, esto permitiría estudiar su rendimiento. Los aportes de Watt para mejorar el rendimiento de las maquinas fueron muchos, también acuño el termino trabajo de fuerza.


En agosto de 1807 Robert Fulton puso en funcionamiento el primer barco de vapor de éxito comercial y en 1819 el buque de vapor norteamericano Savannah realizaba el primer viaje transatlántico.


George Stephenson fue el primero que logro instalar una maquina de vapor en un vehículo terrestre, dando inicio a la era del ferrocarril.

Todos estos trabajos llevaron a Sadi Carnot (considerado como "el padre de la termodinámica") a publicar "Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego" un discurso sobre el calor, poder, energía y eficiencia térmica que marcó el inicio de la termodinámica como ciencia moderna.

En 1847, Joule formuló la ley de la conservación de la energía que afirma que la cantidad total de energía de cualquier sistema físico aislado permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otras formas de energía; en resumen:

"la energía no puede crearse ni destruirse, solo puede cambiar de una forma a otra."

El primer libro considerado de termodinámica fue escrito en 1859 por William Rankine, originalmente formado como físico e ingeniero civil y mecánico en la universidad de Glasgow. La primera y segunda ley de la termodinámica surgieron simultáneamente en 1850, principalmente de los trabajos de William Rankine, Rudolf Clausius y William Thomson (Lord Kelvin).

Durante los años de 1873-76 el físico matemático Josiah Willard Gibbs publicó una serie de tres documentos, siendo el más conocido "Sobre el equilibrio de las substancias heterogéneas", en la que demostró como los procesos termodinámicos, incluyendo las reacciones químicas,  pueden ser gráficamente analizados al estudiar la energía, entropía, volumen, temperatura y presión en los sistemas termodinámicos, de tal manera, se puede determinar si un proceso ocurrirá espontáneamente.

Los 8 termodinámicos más representativos de las escuelas

fundamentales de la termodinámica

La termodinámica

La termodinámica es la parte de la física en que se estudian las relaciones entre el calor y las restantes formas de energía. Esto en su sentido mas estricto y etimológico, tomado de la RAE1. Sin embargo, tomando una definición mas amplia, es también la encargada de estudiar la conversión de unas formas de energía en otras (todas aquellas propiedades de las sustancias que guardan relación con el calor y el trabajo). Analiza, por lo tanto, los efectos de los cambios de temperatura, presión, densidad, masa y volumen en los sistemas a nivel macroscópico.

La energía, palabra griega que significa fuerza en acción o trabajando, y que en física se define como la capacidad para realizar un trabajo es el objeto de estudio de la termodinámica.