termodinamica basica

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1. CONCEPTO Y AMPLITUD DE LA TERMODINÁMICA ……………………………………………………………….1.1

1.1 CIENTÍFICOS PIONEROS DE LA TERMODINÁMICA ………………………………………………………………… 1.2

2. CONCEPTOS Y DEFINICIONES………………………………………………………………………………………………….1.4

2.1 SISTEMA ………………………………………………………………………………………………………………………………… 1.4

2.1.1 Tipos de sistemas ………………………………………………………………………………………………………………. 1.4

2.1.2 Tipos de límites de los sistemas ……………………………………………………………………………………………. 1.5

2.1.3 La pared adiabática …………………………………………………………………………………………………………… 1.5

2.2 PROPIEDAD ……………………………………………………………………………………………………………………………. 1.6

2.2.1 Definición de propiedad ……………………………………………………………………………………………………… 1.6

2.2.2 Tipos de propiedades …………………………………………………………………………………………………………. 1.6

2.2.3 Características matemáticas de una propiedad ……………………………………………………………………….. 1.7

2.3 COEFICIENTES TERMODINÁMICOS ……………………………………………………………………………………….. 1.7

2.4 ESTADO TERMODINÁMICO ……………………………………………………………………………………………………. 1.8

2.5 PROCESO ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.9

2.6 FASE …………………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.10

2.7 SUSTANCIA PURA ………………………………………………………………………………………………………………… 1.10

3. DIMENSIONES Y UNIDADES …………………………………………………………………………………………………… 1.10

3.1 NOMENCLATURA DE MAGNITUDES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS ………………………………………. 1.10

3.2 VOLUMEN, VOLUMEN ESPECÍFICO Y DENSIDAD ………………………………………………………………… 1.10

3.3 PRESIÓN……………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.11

4. TEMPERATURA Y LA LEY CERO……………………………………………………………………………………………. 1.12

4.1 EQUILIBRIO TÉRMICO………………………………………………………………………………………………………….. 1.12

4.2 LEY CERO …………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.13

4.3 TEMPERATURA EMPÍRICA …………………………………………………………………………………………………… 1.13

4.4 ESCALA DE TEMPERATURAS DEL GAS IDEAL …………………………………………………………………….. 1.15

4.5 OTRAS ESCALAS DE TEMPERATURAS …………………………………………………………………………………. 1.17

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.17

EJEMPLOS DE CAMBIOS DE UNIDADES ………………………………………………………………………………………… 1.18

1. TRABAJO EN SISTEMAS MECÁNICOS………………………………………………………………………………………2.2

2. TRABAJO EN SISTEMAS TERMODINÁMICOS………………………………………………………………………….. 2.2

2.1 CONCEPTO DE TRABAJO TERMODINÁMICO ………………………………………………………………………….. 2.2

2.2 MEDIDA DEL TRABAJO. CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN ………………………………………………. 2.4

2.3 TRABAJO EN UNA FRONTERA MÓVIL ……………………………………………………………………………………. 2.5

2.4 TRABAJO EN SISTEMA COMPRESIBLE …………………………………………………………………………………… 2.6

2.5 TRABAJO EN PROCESOS CUASIESTÁTICOS …………………………………………………………………………… 2.7

2.6 TRABAJO DISIPATIVO ……………………………………………………………………………………………………………. 2.9

2.7 TRABAJO EN OTROS SISTEMAS……………………………………………………………………………………………… 2.9

2.7.1 Trabajo elástico o de resorte ……………………………………………………………………………………………….. 2.9

2.7.2 Alargamiento de una lámina superficial ………………………………………………………………………………. 2.11

2.7.3 Trabajo de torsión…………………………………………………………………………………………………………….2.11

2.7.4 Trabajo eléctrico………………………………………………………………………………………………………………2.11

2.7.5 Trabajo de polarización y magnetización……………………………………………………………………………… 2.12

2.8 RESUMEN DE TRABAJOS CUASIESTÁTICOS ………………………………………………………………………… 2.12

3. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ……………………………………………………………………… 2.13

3.1 PROCESOS ADIABÁTICOS…………………………………………………………………………………………………….. 2.13

3.2 EL PRIMER PRINCIPIO ………………………………………………………………………………………………………….. 2.13

3.3 PROCESOS NO ADIABÁTICOS ………………………………………………………………………………………………. 2.14

3.4 TRABAJO, CALOR Y ENERGÍA ……………………………………………………………………………………………… 2.14

5.1 CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN …………………………………………………………………………………… 2.16

5.2 MODOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR ……………………………………………………………………………… 2.17

6. BALANCE DE ENERGÍA EN SISTEMAS CERRADOS……………………………………………………………….. 2.17

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 2.19

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 2.20

1. EL POSTULADO DE ESTADO ……………………………………………………………………………………………………. 3.2

1.1 PROPIEDADES INDEPENDIENTES Y DEPENDIENTES ……………………………………………………………… 3.2

1.2 EL POSTULADO DE ESTADO ………………………………………………………………………………………………….. 3.2

1.3 LA REGLA DE LAS FASES DE GIBBS ………………………………………………………………………………………. 3.2

2. ECUACIONES DE ESTADO…………………………………………………………………………………………………………3.3

2.1 ECUACIONES DE ESTADO TÉRMICAS ……………………………………………………………………………………. 3.4

2.2 ECUACIONES DE ESTADO ENERGÉTICAS: ENERGÍA INTERNA Y ENTALPÍA ………………………….3.5

2.2.1 Significado físico de la energía interna y entalpía ……………………………………………………………………. 3.5

2.2.2 Coeficientes calóricos: definición …………………………………………………………………………………………. 3.6

2.2.3 Significado físico de los coeficientes calóricos ………………………………………………………………………… 3.6

3. LA RELACIÓN P-V-T ………………………………………………………………………………………………………………….3.7

3.1 SUPERFICIE P-V-T ………………………………………………………………………………………………………………….. 3.7

3.2 PROYECCIONES DE LA SUPERFICIE P-V-T ……………………………………………………………………………. 3.10

3.2.1 Diagrama de Fases (P-T) ………………………………………………………………………………………………….. 3.10

3.2.2 Diagrama P-v …………………………………………………………………………………………………………………. 3.11

3.2.3 Diagrama v-T………………………………………………………………………………………………………………….. 3.11

3.3 CAMBIOS DE FASE ……………………………………………………………………………………………………………….. 3.11

4. VALORES DE LAS PROPIEDADES TERMODINÁMICAS …………………………………………………………. 3.15

4.1 TABLAS DE V,H,S = F (P,T) ……………………………………………………………………………………………………… 3.15

4.1.1 Tablas de saturación ………………………………………………………………………………………………………… 3.15

4.1.2 Tablas de Líquidos y Vapores …………………………………………………………………………………………….. 3.15

4.1.3 Estados de referencia ……………………………………………………………………………………………………….. 3.16

4.2 APROXIMACIÓN DEL LÍQUIDO SUBENFRIADO ……………………………………………………………………. 3.17

4.3 MODELO DE SUSTANCIA INCOMPRESIBLE ………………………………………………………………………….. 3.17

4.4 ECUACIONES DE ESTADO ……………………………………………………………………………………………………. 3.18

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 3.19

APLICACIÓN DEL PRIMER PRINCIPIO A SISTEMAS SIMPLES COMPRESIBLES………………………….. 3.19

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 3.23

1. DEFINICIÓN DE GAS IDEAL………………………………………………………………………………………………………4.1

1.1 ECUACIÓN DE ESTADO TÉRMICA ………………………………………………………………………………………….. 4.1

1.2 ECUACIÓN DE ESTADO ENERGÉTICA ……………………………………………………………………………………. 4.3

1.2.1 Experiencia de Joule ………………………………………………………………………………………………………….. 4.4

1.2.2 Energía interna y entalpía de un Gas Ideal …………………………………………………………………………….. 4.5

2. EL GAS PERFECTO ……………………………………………………………………………………………………………………4.6

3. PROCESOS CUASIESTÁTICOS EN GASES IDEALES………………………………………………………………….4.8

3.1 PROCESO ISOCORO ………………………………………………………………………………………………………………… 4.9

3.2 PROCESO ISOBARO ………………………………………………………………………………………………………………… 4.9

3.3 PROCESO ISOTERMO ……………………………………………………………………………………………………………… 4.9

3.4 PROCESO ADIABÁTICO ………………………………………………………………………………………………………… 4.10

4. EL PROCESO POLITRÓPICO…………………………………………………………………………………………………… 4.11

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 4.14

APLICACIÓN DEL PRIMER PRINCIPIO A GASES IDEALES……………………………………………………………. 4.14

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 4.19

1. TRANSICIÓN DE MASA DE CONTROL A VOLUMEN DE CONTROL …………………………………………5.1

2. CONSERVACIÓN DE LA MASA EN UN VOLUMEN DE CONTROL ……………………………………………. 5.3

2.1 DESARROLLO DEL BALANCE DE MATERIA …………………………………………………………………………… 5.3

2.2 EXPRESIÓN DEL CAUDAL MÁSICO ………………………………………………………………………………………… 5.4

2.3 FLUJO UNIDIMENSIONAL ………………………………………………………………………………………………………. 5.5

2.4 BALANCE DE MATERIA EN ESTADO ESTACIONARIO ……………………………………………………………. 5.5

3. CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA EN UN VOLUMEN DE CONTROL……………………………………….5.5

3.1 TRABAJO EN SISTEMAS ABIERTOS. TRABAJO TÉCNICO ……………………………………………………….. 5.6

3.2 EXPRESIÓN DEL BALANCE DE ENERGÍA ……………………………………………………………………………….. 5.7

3.3 BALANCES DE ENERGÍA EN ESTADO ESTACIONARIO …………………………………………………………… 5.8

4. ANÁLISIS DE VOLÚMENES DE CONTROL EN ESTADO ESTACIONARIO…………………………………5.8

4.1 TOBERAS Y DIFUSORES …………………………………………………………………………………………………………. 5.9

4.2 DISPOSITIVOS DE ESTRANGULACIÓN …………………………………………………………………………………… 5.9

4.3 TURBINAS, COMPRESORES Y BOMBAS………………………………………………………………………………….. 5.9

4.4 INTERCAMBIADORES DE CALOR …………………………………………………………………………………………. 5.10

5. ANÁLISIS DE TRANSITORIOS…………………………………………………………………………………………………. 5.11

5.1 LLENADO DE DEPÓSITOS …………………………………………………………………………………………………….. 5.11

5.2 VACIADO DE DEPÓSITOS …………………………………………………………………………………………………….. 5.12

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 5.12

EJEMPLOS DE SISTEMAS ABIERTOS……………………………………………………………………………………………… 5.12

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 5.19

1. INTRODUCCIÓN ………………………………………………………………………………………………………………………..6.1

2. PROCESOS REVERSIBLES E IRREVERSIBLES………………………………………………………………………….6.2

2.1 CARACTERÍSTICAS DE UN PROCESO REVERSIBLE………………………………………………………………… 6.2

2.2 TIPOS DE IRREVERSIBILIDADES ……………………………………………………………………………………………. 6.2

3. MÁQUINAS TÉRMICAS …………………………………………………………………………………………………………….. 6.3

3.1 CICLOS DE POTENCIA ……………………………………………………………………………………………………………. 6.4

3.2 CICLOS INVERSOS …………………………………………………………………………………………………………………. 6.5

4. FORMULACIONES DEL SEGUNDO PRINCIPIO ………………………………………………………………………… 6.5

4.1 ENUNCIADO DE CLAUSIUS ……………………………………………………………………………………………………. 6.6

4.2 ENUNCIADO DE KELVIN-PLANCK …………………………………………………………………………………………. 6.6

4.3 EQUIVALENCIA DE AMBOS ENUNCIADOS …………………………………………………………………………….. 6.6

4.4 FORMULACIÓN ANALÍTICA DEL ENUNCIADO DE KELVIN-PLANCK………………………………………6.7

5. CONSECUENCIAS DEL SEGUNDO PRINCIPIO …………………………………………………………………………. 6.7

5.1 COROLARIOS DEL SEGUNDO PRINCIPIOS PARA CICLOS ……………………………………………………….. 6.7

5.2 LA ESCALA KELVIN DE TEMPERATURA………………………………………………………………………………… 6.8

5.3 RENDIMIENTO MÁXIMO DE MÁQUINAS TÉRMICAS ……………………………………………………………. 6.11

6. EL CICLO DE CARNOT…………………………………………………………………………………………………………….6.12

6.1 CICLO DE CARNOT CON GAS IDEAL, SISTEMA CERRADO……………………………………………………. 6.13

6.2 CICLO DE CARNOT CON GAS IDEAL, SISTEMA ABIERTO …………………………………………………….. 6.13

6.3 CICLO DE CARNOT CON FLUIDO BIFÁSICO, SISTEMA ABIERTO ………………………………………….. 6.14

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 6.14

EJEMPLOS DESARROLLADOS ……………………………………………………………………………………………………….. 6.15

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 6.17

1. LA DESIGUALDAD DE CLAUSIUS ……………………………………………………………………………………………..7.1

2. DEFINICIÓN DE LA VARIACIÓN DE ENTROPÍA……………………………………………………………………….7.3

2.1 CALOR EN PROCESOS INTERNAMENTE REVERSIBLES ………………………………………………………….. 7.4

2.2 VARIACIÓN DE ENTROPÍA EN PROCESOS IRREVERSIBLES ……………………………………………………. 7.5

2.3 PRINCIPIO DE AUMENTO DE ENTROPÍA ………………………………………………………………………………… 7.6

3.1 TABLAS………………………………………………………………………………………………………………………………….. 7.7

3.2 DIAGRAMAS ………………………………………………………………………………………………………………………….. 7.7

3.3 ECUACIONES TDS …………………………………………………………………………………………………………………… 7.9

3.4 GAS IDEAL …………………………………………………………………………………………………………………………… 7.10

3.5 SUSTANCIA INCOMPRESIBLE ………………………………………………………………………………………………. 7.10

4. BALANCE DE ENTROPÍA EN SISTEMAS CERRADOS……………………………………………………………… 7.11

5. BALANCE DE ENTROPÍA EN VOLÚMENES DE CONTROL …………………………………………………….. 7.11

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 7.11

EJEMPLOS DESARROLLADOS ……………………………………………………………………………………………………….. 7.12

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 7.20

1. TRABAJO EN PROCESOS DE EXPANSIÓN Y COMPRESIÓN……………………………………………………..8.1

1.1 CÁLCULO DEL TRABAJO ……………………………………………………………………………………………………….. 8.2

1.2 TRABAJO DE BOMBAS DE LÍQUIDOS……………………………………………………………………………………… 8.3

1.3 COMPRESORES DE GASES ……………………………………………………………………………………………………… 8.4

2. EFECTIVIDAD DE PROCESOS ADIABÁTICOS ………………………………………………………………………….. 8.5

3. TRABAJO Y CALOR EN PROCESOS ISOTERMOS……………………………………………………………………..8.9

3.1 PROCESOS ISOTERMOS REVERSIBLES EN SISTEMA CERRADO……………………………………………… 8.9

3.2 PROCESOS ISOTERMOS REVERSIBLES EN VOLUMEN DE CONTROL…………………………………….8.10

4. EFECTIVIDAD DE INTERCAMBIADORES DE CALOR ……………………………………………………………. 8.10

5. TEST DE IMPOSIBILIDAD DE PROCESOS ………………………………………………………………………………. 8.13

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 8.15

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 8.16

1. PROPIEDADES DE MEZCLAS GASEOSAS……………………………………………………………………………….. 10.1

1.1 FRACCIÓN MOLAR Y FRACCIÓN MÁSICA ……………………………………………………………………………. 10.1

1.2 ECUACIÓN DE ESTADO DE MEZCLAS DE GASES IDEALES ………………………………………………….. 10.2

1.2.1 Presión parcial: regla de Dalton ………………………………………………………………………………………… 10.3

1.2.2 Volumen parcial: regla de Amagat ……………………………………………………………………………………… 10.4

1.3 PROPIEDADES EXTENSIVAS: LEY DE GIBBS ………………………………………………………………………… 10.5

2. MEZCLAS GASEOSAS CON UN COMPONENTE CONDENSABLE……………………………………………. 10.6

3. AIRE HÚMEDO…………………………………………………………………………………………………………………………10.7

4. TEMPERATURAS CARACTERÍSTICAS DEL AIRE HÚMEDO………………………………………………….. 10.9

4.1 TEMPERATURA DE ROCÍO……………………………………………………………………………………………………. 10.9

4.2 TEMPERATURA DE SATURACIÓN ADIABÁTICA ………………………………………………………………… 10.10

4.3 TEMPERATURA DE BULBO HÚMEDO ………………………………………………………………………………….. 10.11

5. DIAGRAMA PSICROMÉTRICO ……………………………………………………………………………………………… 10.14

6. PROCESOS CON AIRE HÚMEDO …………………………………………………………………………………………… 10.15

6.1 CALENTAMIENTO ………………………………………………………………………………………………………………. 10.15

6.4 MEZCLA DE CORRIENTES DE AIRE HÚMEDO …………………………………………………………………….. 10.19

6.5 TORRES DE ENFRIAMIENTO ………………………………………………………………………………………………. 10.20

6.6 NOTA SOBRE LA HUMEDAD EN SÓLIDOS ………………………………………………………………………….. 10.22

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………… 10.22

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………… 10.23

1. EL PROCESO DE COMBUSTIÓN ……………………………………………………………………………………………… 11.1

1.1 CARACTERÍSTICAS GENERALES ………………………………………………………………………………………….. 11.1

1.2 COMBUSTIBLES …………………………………………………………………………………………………………………… 11.3

1.3 COMBURENTE: EL AIRE ……………………………………………………………………………………………………….. 11.5

1.4 PRODUCTOS DE COMBUSTIÓN …………………………………………………………………………………………….. 11.5

2. ESTEQUIOMETRÍA DE LOS PROCESOS DE COMBUSTIÓN……………………………………………………. 11.6

2.1 REACCIÓN TEÓRICA…………………………………………………………………………………………………………….. 11.6

2.2 REACCIÓN REAL ………………………………………………………………………………………………………………….. 11.6

2.3 PARÁMETROS PARA DESCRIBIR LA ESTEQUIOMETRÍA ………………………………………………………. 11.7

3. COMBUSTIÓN EN RÉGIMEN ESTACIONARIO ……………………………………………………………………….. 11.8

3.1 PRIMER PRINCIPIO ……………………………………………………………………………………………………………….. 11.8

3.1.1 Calor de reacción…………………………………………………………………………………………………………….. 11.9

3.1.2 Estado estándar ………………………………………………………………………………………………………………. 11.9

3.1.3 Calor de reacción estándar ……………………………………………………………………………………………….. 11.9

3.1.4 Calor de combustión ………………………………………………………………………………………………………… 11.9

3.1.5 Potencia calorífica …………………………………………………………………………………………………………… 11.9

3.1.6 Balance general de reacción química ………………………………………………………………………………… 11.10

3.1.7 Temperatura de llama …………………………………………………………………………………………………….. 11.10

3.2 SEGUNDO PRINCIPIO ………………………………………………………………………………………………………….. 11.10

4. COMBUSTIÓN A VOLUMEN CONSTANTE ……………………………………………………………………………. 11.10

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………… 11.11

PROBLEMAS RESUELTOS …………………………………………………………………………………………………………….. 11.11

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………… 11.18

1. ENERGÍA UTILIZABLE Y DISPONIBILIDAD …………………………………………………………………………… 12.1

2. EXERGÍA DE UNA MASA DE CONTROL …………………………………………………………………………………. 12.1

2.1 AMBIENTE……………………………………………………………………………………………………………………………. 12.1

2.2 ESTADO MUERTO ………………………………………………………………………………………………………………… 12.1

2.3 CÁLCULO DE LA EXERGÍA …………………………………………………………………………………………………… 12.2

2.3.1 Exergía absoluta ……………………………………………………………………………………………………………… 12.2

2.3.2 Variación de exergía ………………………………………………………………………………………………………… 12.3

2.3.3 Trabajo real y trabajo perdido en procesos reales …………………………………………………………………. 12.3

2.4 BALANCE DE EXERGÍA EN SISTEMAS CERRADOS……………………………………………………………….. 12.4

3. EXERGÍA DE UN FLUJO ESTACIONARIO ………………………………………………………………………………. 12.5

3.1 CÁLCULO DE LA EXERGÍA DE FLUJO…………………………………………………………………………………… 12.5

3.2 COMPONENTES DE LA EXERGÍA FÍSICA ………………………………………………………………………………. 12.6

3.3 BALANCE DE EXERGÍA EN VOLÚMENES DE CONTROL ……………………………………………………….. 12.6

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 12.7

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………….. 12.8

2.1 BALANCE DE EXERGÍA EN SISTEMAS CERRADOS……………………………………………………………….. 13.2

2.2 ADICIÓN DE ENERGÍA A UN SISTEMA CERRADO…………………………………………………………………. 13.3

2.3 CALENTAMIENTO ELÉCTRICO DIRECTO……………………………………………………………………………… 13.3

2.4 INTERCAMBIO DE ENERGÍA ENTRE SUSTANCIAS INCOMPRESIBLES ………………………………….. 13.4

3. EJEMPLOS DE ANÁLISIS EXERGÉTICO (VOLÚMENES DE CONTROL) …………………………………13.5

3.1 BALANCE DE EXERGÍA EN VOLÚMENES DE CONTROL ……………………………………………………….. 13.5

3.2 TURBINAS ……………………………………………………………………………………………………………………………. 13.6

3.3 COMPRESORES Y BOMBAS ………………………………………………………………………………………………….. 13.9

3.4 TOBERAS ……………………………………………………………………………………………………………………………. 13.11

3.5 ESTRANGULACIÓN …………………………………………………………………………………………………………….. 13.12

3.6 INTERCAMBIADORES DE CALOR SIN MEZCLA ………………………………………………………………….. 13.13

3.7 INTERCAMBIO DE ENERGÍA POR MEZCLA DE FLUIDOS PUROS…………………………………………. 13.15

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………… 13.16

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………… 13.17

1. CICLOS DE RANKINE ……………………………………………………………………………………………………………… 14.1

1.1 RENDIMIENTOS DE MÁQUINAS BITERMAS …………………………………………………………………………. 14.1

1.2 FLUIDOS EMPLEADOS EN CICLOS DE VAPOR ……………………………………………………………………… 14.2

1.2.1 Criterios de elección del fluido …………………………………………………………………………………………… 14.2

1.2.2 Fluidos empleados …………………………………………………………………………………………………………… 14.2

1.3 CICLO DE RANKINE SIMPLE ………………………………………………………………………………………………… 14.2

1.3.1 Ciclo ideal teórico…………………………………………………………………………………………………………….14.2

1.3.2 Ciclo ideal práctico: Ciclo de Rankine…………………………………………………………………………………. 14.3

1.3.3 Irreversibilidades en un ciclo real ………………………………………………………………………………………. 14.4

2. FACTORES QUE AFECTAN AL RENDIMIENTO………………………………………………………………………. 14.5

2.1 AUMENTO DE PRESIÓN EN CALDERA ………………………………………………………………………………….. 14.6

2.2 SOBRECALENTAMIENTO DEL VAPOR………………………………………………………………………………….. 14.7

2.3 REDUCCIÓN DE PRESIÓN EN CONDENSADOR ……………………………………………………………………… 14.7

3. MODIFICACIONES PARA MEJORAR EL RENDIMIENTO……………………………………………………….. 14.7

3.1 CICLOS CON RECALENTAMIENTO……………………………………………………………………………………….. 14.7

3.2 CICLOS REGENERATIVOS ……………………………………………………………………………………………………. 14.8

3.2.1 Regeneradores abiertos …………………………………………………………………………………………………….. 14.8

3.2.2 Calentadores cerrados ……………………………………………………………………………………………………… 14.9

3.2.3 Calentadores múltiples ……………………………………………………………………………………………………. 14.11

BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………………… 14.11

PROBLEMAS RESUELTOS …………………………………………………………………………………………………………….. 14.12

PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………………… 14.19

1. BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………….. 15.1

2. PROBLEMAS RESUELTOS ………………………………………………………………………………………………………. 15.2

3. PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………….. 15.4

1. CONCEPTO Y AMPLITUD DE LA TERMODINÁMICA ………………………………………………………………. 1.1

1.1 CIENTÍFICOS PIONEROS DE LA TERMODINÁMICA ……………………………………………………………………………….. 1.2

2. CONCEPTOS Y DEFINICIONES …………………………………………………………………………………………………. 1.4

2.1 SISTEMA …………………………………………………………………………………………………………………………………… 1.4

2.1.1 Tipos de sistemas ………………………………………………………………………………………………………………. 1.4

2.1.2 Tipos de límites de los sistemas ……………………………………………………………………………………………. 1.5

2.1.3 La pared adiabática …………………………………………………………………………………………………………… 1.5

2.2 PROPIEDAD ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.6

2.2.1 Definición de propiedad ……………………………………………………………………………………………………… 1.6

2.2.2 Tipos de propiedades …………………………………………………………………………………………………………. 1.6

2.2.3 Características matemáticas de una propiedad ……………………………………………………………………….. 1.7

2.3 COEFICIENTES TERMODINÁMICOS…………………………………………………………………………………………………..1.7

2.4 ESTADO TERMODINÁMICO…………………………………………………………………………………………………………….1.8

2.5 PROCESO ………………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.9

2.6 FASE …………………………………………………………………………………………………………………………………….. 1.10

2.7 SUSTANCIA PURA ………………………………………………………………………………………………………………… 1.10

3. DIMENSIONES Y UNIDADES …………………………………………………………………………………………………… 1.10

3.1 NOMENCLATURA DE MAGNITUDES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS …………………………………………………………. 1.10

3.2 VOLUMEN, VOLUMEN ESPECÍFICO Y DENSIDAD……………………………………………………………………………….. 1.10

3.3 PRESIÓN …………………………………………………………………………………………………………………………………. 1.11

4. TEMPERATURA Y LA LEY CERO……………………………………………………………………………………………. 1.12

4.1 EQUILIBRIO TÉRMICO ………………………………………………………………………………………………………………… 1.12

4.2 LEY CERO………………………………………………………………………………………………………………………………..1.13

4.3 TEMPERATURA EMPÍRICA …………………………………………………………………………………………………………… 1.13

4.4 ESCALA DE TEMPERATURAS DEL GAS IDEAL …………………………………………………………………………………… 1.15

4.5 OTRAS ESCALAS DE TEMPERATURAS …………………………………………………………………………………………….. 1.17

5. BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………….. 1.17

6. EJEMPLOS DE CAMBIOS DE UNIDADES ………………………………………………………………………………… 1.18

En este primer capítulo, tras una breve introducción histórica, se definen algunos conceptos que se emplearán durante todo el curso (sistema, propiedad, estado y proceso); y se presentan las tres va- riables más importantes: presión, volumen y temperatura, esta última con más detalle. Este tema es de referencia: habrá que volver durante el curso a las definiciones aquí presentadas.

1. CONCEPTO Y AMPLITUD DE LA TERMODINÁMICA Desde los tiempos prehistóricos, el hombre se encontró compartiendo su vida con los cuatro ele- mentos que mucho más tarde consideraba Aristóteles las bases del Universo: la tierra, el agua, el aire y el fuego. Este último comenzó pronto a manejarlo, producirlo y utilizarlo. Al principio sólo

para calentarse, después para cambiar sus herramientas de piedra por metálicas, combinando así la combustión con la posibilidad de transformaciones de la materia, reacciones químicas, lo cual hizo posible lentamente, la construcción de su vivienda, y de sus herramientas. Al principio sólo manejó, como ayuda a su esfuerzo muscular y al de los animales, la fuerza del viento y de las corrientes de agua, y tuvo que remontarse hasta hace unos trescientos años, para crear la máquina que trajo en la historia la revolución industrial.

La ENERGÍA, palabra griega que significa fuerza en acción, o capacidad para producir trabajo, es el protagonista principal de la disciplina de la Termodinámica que pretendemos estudiar.

Sabemos que la materia posee energía tanto por su misma naturaleza, energía interna, como por su relación con un medio externo referencial; así conocemos la energía potencial relacionada con la posición en un campo externo, gravitatorio, eléctrico o magnético y también la energía cinética re- lacionada con el movimiento de traslación o de rotación. Estamos perfectamente familiarizados con los conceptos de energía térmica, mecánica, eléctrica, magnética, química, superficial y conocemos de sus posibles transferencias y también de sus transformaciones de unas formas en otras.

La TERMODINÁMICA tiene como objetivo el entender las interrelaciones entre los fenómenos mecánicos, térmicos y químicos. Por ello se puede definir como la Ciencia que estudia todas las transformaciones o conversión de unas formas de energías en otras y también la transmisión o trans- ferencia de determinada clase de energía. En su sentido etimológico, podría decirse que trata del calor y del trabajo, pero por extensión, de todas aquellas propiedades de las sustancias que guardan relación con el calor y el trabajo.

La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes: · Primer Principio: define el concepto de energía como magnitud conservativa. · Segundo Principio: define la entropía como medida de la dirección de los procesos. · Tercer Principio: interpretación física de la entropía como orden de los sistemas; se usa en ter- El desarrollo histórico de esta ciencia no ha sido ciertamente lineal.1

1.1 CIENTÍFICOS PIONEROS DE LA TERMODINÁMICA Entre los numerosos científicos que han intervenido en el desarrollo de la termodinámica podríamos señalar seis a los que se puede atribuir las bases de esta ciencia: El primero de ellos debemos considerar a Antoine Laurent Lavoisier (Francia, 1743-1794) que con sus numerosos trabajos cabe atribuirle la fundación de la química moderna. Estudió la estequiome- tría de las reacciones, el conocimiento de la combustión, la composición del aire y del agua; inter- viene en la nomenclatura de elementos y compuestos químicos… Su vida fue segada prematura-

Concepto y amplitud de la Termodinámica 1.3 mente por la guillotina en la época del terror de la revolución francesa. Con su célebre frase “nada se crea, nada se pierde” presenta y demuestra la ley de la conservación de la materia, precursora de la 1ª ley de la termodinámica de la conservación de la energía.

Nicolás Léonard Sadi Carnot (Francia, 1796-1832) desde la presentación ante la Academia France- sa de su trabajo sobre la potencia del fuego2, abre el campo al análisis de las máquinas térmicas. Su nombre nos acompañará durante todo este curso. El rendimiento de su famoso ciclo ideal, el llama- do factor de Carnot, deberemos emplearlo incluso en el análisis más moderno de los sistemas ter- modinámicos.

Rudolf J. Clausius (Alemania, 1822-1888), entre sus trabajos señalamos la introducción de una nueva propiedad termodinámica, la entropía. Es el artífice de la formulación matemática del segun- do principio.

William Thomson, Lord Kelvin (Escocia, 1824-1907), del que destacaremos la creación de la es- cala de temperaturas que lleva su nombre y la definición de la llamada energía disponible de un sistema.

James Prescott Joule (Inglaterra, 1818-1889), cervecero y experto en el uso de los termómetros, deduce la equiparación entre la energía térmica y el trabajo. La unidad de la energía toma su nom- bre.

Y por último Josia Willard Gibbs (USA, 1839-1903). Fue un hombre modesto, trabajó en Yale du- rante nueve años sin recibir nada por su trabajo hasta que fueron reconocidas sus aportaciones, que abren el camino de la termodinámica moderna y de la mecánica estadística. Su célebre Regla de las fases y sus numerosas ecuaciones fundamentales entre las propiedades termodinámicas, abrieron el paso a toda la moderna química e ingeniería industrial.3

3 Es famoso el comentario de una prima de Gibbs al ver una copia de su artículo de Termodinámica más famoso: “It looks full of hard words and signs and numbers, not very entertaining or understandable looking, and I wonder whether it will make people wiser or better” (cit. por O. Levenspiel, Understanding Engineering Thermo, Prentice Hall, 1996).

2. CONCEPTOS Y DEFINICIONES Vocabulario termodinámico: 2.1 SISTEMA 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 transfe- rencia y transmisión de masa y energía.

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.

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.

2.1.1 Tipos de sistemas En función de los límites, un sistema puede ser: · Cerrado: es una región de masa constante; a través de sus límites sólo se permite la transferen- cia de energía. Se denomina masa de control.

· 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 con- trol; la superficie limitante, que por lo menos en parte debe ser permeable o imaginaria, se llama superficie de control.

· Aislado: un sistema aislado no puede transferir materia ni energía con el medio rodeante. El universo en su totalidad se puede considerar como un sistema aislado.

Se denomina fase a cierta cantidad de materia, homogénea en composición química y estructura física. Un sistema que contiene una sola fase se denomina homogéneo, y si consta de dos o más fases es un sistema heterogéneo. Una fase puede estar compuesta de una sustancia pura o de varios componentes.

Conceptos y definiciones 1.5 2.1.2 Tipos de límites de los sistemas · Adiabáticos, cuando no pueden ser atravesados por el calor.

· Permeables o semipermeables, cuando a través de las paredes del sistema puede pasar cual- quier clase o sólo determinadas sustancias respectivamente.

2.1.3 La pared adiabática El concepto de pared adiabática se puede ilustrar con un experimento sencillo. Se dispone de un sistema cerrado y rígido en el que se tiene un dispositivo para la medida de su temperatura empírica. El sistema se rodea de otro con una temperatura empírica mayor. Si el sistema inicial está construi- do de cobre, la evolución de la temperatura será semejante a la de la curva 1 de la Figura 1.2. Las curvas 2, 3, 4 y 5 resultarían si el sistema está construido de acero, vidrio, polietileno, alúmina, res- pectivamente. Estos resultados se basan en el concepto intuitivo de los valores decrecientes de la conductividad térmica desde el cobre a la alúmina.

Temperatura empírica Pared diatérmica B 12 3 4 5 6 Pared adiabáticaA

t = 0 Tiempo Figura 1.2 – Comportamiento temperatura-tiempo para varios materiales. Se mues- tran como límites el comportamiento de la pared diatérmica y adiabática.

Finalmente, si el recipiente está rodeado de un vaso Dewar aislado con doble pared (los recipientes que se emplean para almacenar líquidos a muy bajas temperaturas), la variación de la temperatura con el tiempo sería muy pequeña (curva 6).

La pared adiabática es un concepto idealizado, representado como el caso limitante de la curva A de la Figura 1.2. En la práctica, muchos sistemas se consideran rodeados de paredes adiabáticas, espe- cialmente cuando el proceso ocurre muy rápido.

El caso contrario de la pared adiabática es la pared diatérmica (curva B), en la que el cambio de temperatura empírica es muy rápido comparado con la escala de tiempo del experimento (es decir, la temperatura termométrica de los dos sistemas es siempre idéntica).

2.2 PROPIEDAD 2.2.1 Definición de propiedad Propiedad es cualquier característica evaluable de un sistema, cuyo valor depende de las condicio- nes de éste. Las propiedades de un sistema definen su “estado”. La lista de estas propiedades se puede reducir, si se considera que no todas son significativas para un análisis determinado. Por ejemplo, el color de un avión no será significativo para analizar las características de su despegue, pero sí puede serlo para su estado estético y para su análisis comercial. Por ello se agrupan las pro- piedades en clases significativas según los tipos de análisis, y por ello se proponen diferentes tipos de estados. De acuerdo con ello, las características del despegue del avión puede depender de su geometría, estado geométrico; su velocidad y altitud serán características de su estado cinético; la temperatura, presión y humedad de la cabina relacionarán su estado termodinámico. La termodiná- mica gira alrededor de la energía y por ello las propiedades termodinámicas serán aquellas que se relacionan con la energía, y definen su estado termodinámico.

2.2.2 Tipos de propiedades Algunas propiedades internas o termodinámicas son: la masa m, presión P, temperatura T, volumen V, energía interna U, entropía S, y además los factores térmicos o coeficientes termoelásticos, los calores latentes, presión de vapor, capacidades caloríficas, densidad, etc. Para sistemas compresi- bles cerrados estas propiedades son las apropiadas.

Para sistemas abiertos, o cerrados en movimiento, hay además un segundo tipo de propiedades, que son las externas o mecánicas; dependen del movimiento o de la posición del sistema en el campo gravitatorio: la velocidad c y la altura z, es decir, de la energía cinética y potencial.

Es evidente que si el sistema es una pila eléctrica, ni la P ni el V, serán propiedades significativas para su análisis, que serán sustituidas por la f.e.m. o potencial de la pila y por la carga consumida q. Cuando tratemos de estudiar la termodinámica de una superficie elástica deberemos considerar su tensión superficial y el área A. A veces se denominan coordenadas termodinámicas aquellas pro- piedades fundamentales o significativas de las cuales fácilmente pueden deducirse las demás. He- mos de señalar que la T y la S son propiedades universales que deben ser consideradas en cualquier sistema.

Las propiedades de estado se llaman también variables de estado o funciones de estado (pues unas propiedades dependen de otras).

Conceptos y definiciones 1.7

N X = X i [1.1] i=1

siendo X la propiedad extensiva del subsistema i. Es decir, las propiedades extensivas son aditivas. i Para designar las propiedades extensivas se utilizan letras mayúsculas (la masa m es una excepción importante).

Propiedades intensivas: Son independientes del tamaño, masa o magnitud del sistema, por ejem- plo la presión, temperatura, viscosidad y altura. Las propiedades extensivas se convierten en inten- sivas si se expresan por unidad de masa (propiedad específica), de moles (propiedad molar) o de volumen (densidad de propiedad). Las propiedades intensivas se representan con letras minúsculas, con la excepción de la temperatura T.

2.2.3 Características matemáticas de una propiedad Una propiedad o función de estado es una función de variables de estado. Para que una función sea una función de estado, es necesario y suficiente que la diferencial d sea una diferencial exacta. Las siguientes afirmaciones son equivalentes; si una de ellas se cumple, las otras tres tam- bién se cumplen: · es una función de estado;

· d = 0 ; [1.2]

2 · d = – . [1.3] 21 1

La condición para que una diferencial sea exacta es la siguiente: si una función depende de dos variables de estado x e y, es decir, = (x,y), para un cambio elemental de se cumple ¶¶ d = M ( x, y)dx + N ( x, y)dy = dx + dy [1.4] ¶x ¶y

1 ¶L 1 L · Coeficiente de dilatación lineal, L = L ?¶T ?P L0 T 1 Q ¶h 1 Q · Calor específico isobaro, C P = = m ?¶T ?P ?¶T ?P m T 1 ¶V 1 V · Coeficiente de compresibilidad isotermo, T = – – V ?¶P ?T V0 P

2.4 ESTADO TERMODINÁMICO Estado termodinámico es una condición del sistema definida por determinados valores de sus coor- denadas termodinámicas. Estados idénticos de un sistema, presentan los mismos valores en sus pro- piedades, independientemente del proceso o transformaciones que haya podido efectuar para alcan- zarlo.

Estado de Equilibrio: un sistema está en equilibrio cuando no tiene tendencia por sí mismo para cambiar su estado, y por tanto sus propiedades. Para comprobar si un sistema está en equilibrio ha- bría que aislarlo (imaginariamente) y comprobar que no evoluciona por sí solo.

P Figura 1.3 – Ejemplo de equilibrio mecánico. El punto P tiene una posición de equi- librio que viene dada por la magnitud de las tres masas y la distancia entre las po- leas (leyes de la estática: balance de fuerzas). El punto no cambia de posición si no interviene alguna interacción desde el exterior. Una pequeña perturbación (un pe- queño aumento m de una de las masas, o un cambio x de las posiciones de las po- leas) desplaza la posición de P, pero si cesa la acción desde el exterior el punto vuel- ve a su posición de equilibrio.

Conceptos y definiciones 1.9 en equilibrio químico; si no hay flujo de carga eléctrica a través de sus paredes y su carga interna es constante habrá equilibrio electrostático. Equilibrio Termodinámico: Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando satisface las condiciones de todos los equilibrios parciales. En el sistema no habrá flujo de energía, materia, ni carga, etc.., permaneciendo ellas y la composición, constantes en el interior.

Cuando se produce una variación de una o de varias o de todas las propiedades del sistema, se dice que se da un cambio de estado o proceso.

2.5 PROCESO Un sistema experimenta un proceso, cuando se verifica un cambio de estado. El cambio de estado puede conseguirse por distintos procesos.

Proceso cíclico: Cuando el sistema a través de una serie de cambios de estado, finalmente vuelve a su estado inicial.

Proceso cuasiestático: Aquel que se verifica a través de sucesivos estados de equilibrio. Real- mente no existe, es ideal o teórico. Puede aproximarse tanto más cuanto la causa o potencial diri- gente del proceso varía en cantidades cada vez más pequeñas. Entonces cada nuevo estado produci- do, puede considerarse de equilibrio y viene definido por sus coordenadas y puede aplicársele las ecuaciones que las liguen. La representación en un diagrama vendrá dada por una curva continua.

Proceso reversible: Es un proceso cuasiestático, que puede ser llevado de nuevo al estado inicial pasando por los mismos estados intermedios que el proceso directo, y sin que al final, ni en el sis- tema ni en el medio rodeante, quede ningún efecto residual que pueda revelar que se ha verificado el proceso. Para que esto último suceda, no debe haber rozamientos ni deformaciones, lo que se llaman efectos disipativos. Por último, adelantaremos, que no habrá degradación de la energía y por ello ninguna generación o producción de entropía. 4

Proceso irreversible: Son los procesos reales. En ellos siempre habrá degradación de energía y generación de entropía. Pueden ser de dos tipos: a) Cuando se verifiquen por cambios no estáticos (procesos de igualación), tengan o no efectos disipativos.

4 “Toutes les opérations ci-dessus décrites peuven être exécutées dans un ordre inverse. Le résultat des operations inverses est la consommation de la puissance motrice produite et le retour du calorique du corps B au corps A: de sorte que ces deux suites d’operations s’annullen, se neutralisant en quelque sort l’une l’autre”. Sadi Carnot (1796-1832), Réflexions sur la puissance motrice du feu (nacimiento del concepto de proceso reversible, 1824).

2.6 FASE Una fase es una parte homogénea de una mezcla. Normalmente la homogeneidad se determina en el microscopio. A simple vista se comprueba que una mezcla de agua y hielo es bifásica. Lo mismo ocurre con las tres fases que componen el granito (cuarzo, mica y feldespato), pero generalmente es necesario emplear herramientas más avanzadas (microscopio electrónico, difracción de rayos X, etc.), para distinguir las diferentes fases de una mezcla.

Homogéneo no implica uniforme, pues la homogeneidad no excluye gradientes internos de magni- tudes intensivas.

2.7 SUSTANCIA PURA Sustancia pura no significa sustancia químicamente pura: a efectos prácticos, llamamos sustancia pura la que, en el intervalo de propiedades estudiado, no se separa en sus componentes. Por ejem- plo, en procesos físicos (calentamiento o enfriamiento, compresión o expansión) a temperatura am- biente o superior, el aire puede considerase una sustancia pura; pero en procesos químicos (reaccio- nes de combustión) o a bajas temperaturas (cuando se forma aire líquido), es necesario considerar el aire como una mezcla de sus componentes.

3. DIMENSIONES Y UNIDADES 3.1 NOMENCLATURA DE MAGNITUDES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS Las magnitudes extensivas, p.ej. V, E, U ó A (área), se expresan con mayúsculas. La masa y el nú- mero de moles se denominan m y N 5.

Las magnitudes intensivas específicas, p.ej. v (volumen específico ” V/m), (densidad ” m/V) ó u (energía interna específica ” U/m), se expresan en minúsculas. Las magnitudes intensivas puras, presión y temperatura (P y T), en mayúsculas.

Las magnitudes intensivas molares, p.ej. v (volumen molar ” V/N), (densidad molar ” N/V) ó u (energía interna molar ” U/N), se emplean en minúsculas y con raya superior. No obstante, con fre- cuencia se prescindirá de la raya superior, y las unidades (molar o específica) se deducen del con- texto.

3.2 VOLUMEN, VOLUMEN ESPECÍFICO Y DENSIDAD Estas propiedades se pueden definir de la siguiente manera: Volumen (V) es el espacio que ocupa una sustancia; se mide en metros cúbicos (m3).

5 Emplearemos N mayúscula para referirnos al número de moles para evitar una colisión de notación con el llamado exponente politrópico n de procesos en gases (Tema 4).

Dimensiones y unidades 1.11 Volumen específico (v) es el espacio que ocupa la unidad de masa de una sustancia; se mide en metros cúbicos por kilogramo (m3/kg).

Densidad ( ) es la masa de la unidad de volumen de una sustancia; se mide en kilogramos por me- tro cúbico (kg/m3).

De las definiciones se deducen las siguientes relaciones: v = V m [1.6] = m /V [1.7] v = 1 [1.8] 3.3 PRESIÓN La presión se define como la fuerza por unidad de superficie ejercida por un fluido sobre una super- ficie real o imaginaria, en dirección normal a la superficie. En unidades SI la presión se mide en newton por metro cuadrado (N/m2), unidad denominada Pascal (Pa).

En relación con la presión atmosférica, que es una referencia habitual, el N/m2 resulta una unidad demasiado pequeña, por lo que se suele utilizar el bar, donde 1 bar = 105 N/m2 = 0,1 MPa = 100 kPa 1 atm = 101 325 N/m2 = 1,01325 bar = 101,325 kPa En el caso de un gas, la presión es el resultado de los impactos de las moléculas del gas contra la pared. Como las moléculas se mueven en todas las direcciones, la presión es la misma con indepen- dencia de la orientación de la pared donde se mide: la presión es una magnitud escalar.

Gas L 1 2 Figura 1.4 – Manómetro para la medida de presiones. La medida se basa en que los puntos 1 y 2 están a la misma presión: Pgas = P1 = P2 = Patm + gL.

Para gases formados por mezcla de varias sustancias, se habla de presión parcial como la contribu- ción de cada gas a la presión total de la mezcla. Puede considerarse que la presión parcial de un gas es el resultado de las colisiones de las moléculas de ese gas contra la pared del recipiente.

En el caso de líquidos, la presión se debe a la fuerza de la gravedad (peso) del líquido: se denomina presión hidrostática. Atendiendo a la Figura 1.4, la presión en el punto 2 será la presión atmosféri- ca P0 más la fuerza ejercida por el peso de la columna de líquido, por unidad de área:

F mg Vg P = P + = P + = P + = P + gL 20A0A0A0

Conviene distinguir entre presión absoluta y presión manométrica. En la Figura 1.4 se representa un manómetro para la medida de presiones. La medida de la presión se basa en la igualdad de pre- sión para puntos situados a la misma altura (P1 = P2, vasos comunicantes). La presión manométrica del gas es gL, siendo la densidad del líquido del manómetro, g la aceleración de la gravedad y L la altura manométrica. L puede ser negativo, luego la presión manométrica puede ser negativa. La presión absoluta del gas es la manométrica más la atmosférica:6

Pman = gL [1.9]

P = P0 + Pman > 0 [1.10]

Hay medidores de presión cuya medida es la presión manométrica, y otros miden la presión abso- luta. La presión atmosférica se denomina también presión barométrica.

4. TEMPERATURA Y LA LEY CERO La temperatura es una propiedad esencial en Termodinámica. Su determinación cuantitativa (medi- da) se realiza con instrumentos llamados termómetros. La Ley Cero de la Termodinámica postula que es posible medir la temperatura, es decir, que la temperatura es una propiedad.

4.1 EQUILIBRIO TÉRMICO La temperatura T es aquella propiedad que determina la capacidad de un sistema para intercambiar calor. Su unidad es el kelvin (K).

Suponemos dos subsistemas A y B cerrados de paredes adiabáticas, definidos respectivamente por sus variables de equilibrio x1A, y1A, x1B, y1B, ambos independientes entre sí. Si se sustituye la pared adiabática que los separa por otra diatérmica (ver Figura 1.5) se observa experimentalmente que se rompe el equilibrio existente y cada sistema varía su estado hasta alcanzar estados de un nuevo equilibrio, que llamaremos de equilibrio térmico. Los nuevos valores de las variables de estado que definen dicho equilibrio ya no son, como antes, independientes, sino que están ligados por una rela- ción F(x2A, y2A, x2B, y2B) = 0 [1.11]

6 Para este razonamiento se supone que la presión del líquido manométrico no cambia con la presión (líquido incom- presible), y que la presión hidrostática del gas es despreciable (la presión del gas es idéntica a P1).

Temperatura y la Ley Cero 1.13 llamada ecuación del equilibrio térmico.

A x1A y1A B x1B y1B A x2A y2A B x2B y2B Figura 1.5 4.2 LEY CERO Consideramos ahora tres subsistemas A, B y C, separados dos de ellos, A y B, por una pared adia- bática, y C separado de A y B por paredes diatérmicas. Se observa experimentalmente que si, en virtud del equilibrio térmico, A-C y B-C están en equilibrio térmico, también lo están A-B, a pesar de no estar separados por una pared diatérmica, lo cual podría comprobarse permutando el tipo de pared entre A-B-C (ver Figura 1.6). Esto equivale a decir que la propiedad “equilibrio térmico” es transitiva, es decir:

A B C A B C Figura 1.6 Si dos sistemas A y B están en equilibrio térmico cada uno de ellos con un tercero C, los sistemas A y B están en equilibrio térmico entre sí. Esto constituye el llamado Principio Cero de la Termo- dinámica, por el cual la existencia del equilibrio térmico entre dos sistemas puede verificarse a tra- vés de un sistema intermedio llamado termómetro, sin necesidad de que los dos sistemas estén ne- cesariamente en contacto a través de una pared diatérmica.

4.3 TEMPERATURA EMPÍRICA Temperatura empírica es aquella propiedad cuyo valor es el mismo para todos los sistemas que es- tán en equilibrio térmico entre sí.

La formulación del Principio Cero es (ver Figura 1.6): F(xA, yA, xC, yC) = 0 [1.12] F(xB, yB, xC, yC) = 0 [1.13] F(xA, yA, xB, yB) = 0 [1.14] es decir, el equilibrio térmico entre A y B puede establecerse a través del equilibrio térmico con un sistema intermediario C llamado termómetro.

Despejando de [1.12] y [1.13] tenemos xC = fA(xA, yA, yC) = fB(xB, yB, yC) [1.15] Si, para más simplicidad, tomamos como fija la variable yC del sistema termométrico, quedará xC = fA(xA, yA) = fB(xB, yB) [1.16] La existencia de equilibrio térmico entre dos sistemas (A, B) viene medida por una propiedad co- mún (xC) del sistema termométrico que llamaremos variable termométrica; su valor está indisolu- blemente ligado a las propiedades físicas del sistema medidor (variable empírica).

La representación gráfica de [1.16] para cada sistema dará lugar a una familia de curvas no inter- sectantes que son los lugares geométricos del sistema para los que el termómetro señala un mismo valor de la variable termométrica (llamadas iso-termas).

yA x2C C x2C x1 xA Se puede establecer una relación simple arbitraria (de tipo lineal, cuadrático, logarítmico, etc.) entre la variable termométrica x y una nueva variable llamada temperatura empírica t del tipo t = ax + b o bien t = ax [1.17] que permite disponer de una escala más sencilla de valores, llamada escala de temperatura empíri- ca, a través de dicha ecuación termométrica [1.17]. Esta ecuación debe cumplir las siguientes con- diciones: 1. que sea continua, sin discontinuidades ni puntos angulosos;

3. que sea monótona (ordinariamente de derivada positiva) para que sean del mismo signo el cre- cimiento de t y de x.

Temperatura y la Ley Cero 1.15 para un sistema dado, ecuación de estado térmica del sistema, cuya forma depende de la escala de temperatura considerada. No debe pues extrañar que el valor de t sea diferente, para un mismo valor de x e y del sistema, según cuál sea el sistema termométrico utilizado, es decir, el valor de t es em- pírico.

Los sistemas más usados como termómetros son: · los de líquido cuya propiedad fija es la presión, y variable el volumen o mejor la longitud del fluido en el tubo (al ser la sección calibrada);

Ejemplo 1.1 Identificar los conceptos mencionados anteriormente para un termómetro de capilar de mercurio, calibrado para la escala Celsius, empleado para medir la temperatura de un gas ideal.

Solución · Propiedad fija yC del termómetro: la cantidad total de mercurio, el volumen total del termómetro, la sec- · Ecuación termométrica [1.17]: suele suponerse una variación lineal, t = aL + b. · Calibración: los valores de a y b se determinan con dos puntos fijos, longitud L0 a 0 °C (punto de fusión del hielo) y L100 a 100 °C (ebullición del agua a 1 atm): 0 = aL0 + b; 100 = aL100 + b a = 100/(L100 – L0) , b = –100 L0/(L100 – L0) · Ecuación de estado térmica [1.18] del sistema medido: t = f(P,v) = P*v/R – 273,15 donde R es una constante propia de cada gas (ver Tema 4).

Algunos puntos fijos que se han empleado históricamente son: alcohol hirviendo (~80 °C), hielo fundiéndose (0 °C), agua hirviendo (100 °C), temperatura del cuerpo humano (37 °C), nieve con sal (–18 °C), etc.

La Ley Cero permite una definición provisional de la temperatura (temperatura empírica), hasta que el Segundo Principio permita formular una definición termodinámica.

4.4 ESCALA DE TEMPERATURAS DEL GAS IDEAL Para cuantificar el valor de la temperatura empírica es necesario establecer una escala de temperatu- ras. La escala Celsius emplea dos puntos fijos (los puntos de fusión y de ebullición del agua pura, a 1 atm de presión), a los que da arbitrariamente los valores numéricos de 0 y 100 °C.

Sin embargo, es conocido que cualquier magnitud física debe requerir de un solo punto fijo para su definición. Esto se consigue con el termómetro de gas a presión constante (Figura 1.8) o a volu- men constante. Explicaremos el de presión constante por su mayor simplicidad.

P = P0+mg/A Medida de V Gas Sistema a temperatura T desconocida Bulbo termométrico

Figura 1.8 – Termómetro de gas a presión constante. La variable termométrica (es decir, la propiedad que varía con la temperatura) es el volumen ocupado por el gas. La presión del gas (el peso del pistón más la atmósfera) se mantiene constante.

El termómetro se introduce en un sistema cuya temperatura se desea medir. En el termómetro de gas a presión constante la propiedad termométrica es el volumen ocupado por el gas, manteniendo constante la presión de dicho gas. Gay-Lussac realizó medidas del volumen ocupado por el gas cuando el sistema analizado era hielo fundente (t = 0 °C), y cuando el sistema era agua hirviendo (t = 100 °C). Comprobó que, con independencia de la cantidad de gas introducida, la relación entre ambos volúmenes variaba poco según qué gas introdujera en el termómetro: · N2: V100 = 1,3749 V0

· Aire: V100 = 1,375 V0 · O2: V100 = 1,3748 V0 · H2: V100 = 1,3752 V0

· Gas cualquiera (media): V100 = 1,375 V0 Es decir, el coeficiente de expansión térmica de los gases (incremento relativo de volumen por uni- dad de aumento de temperatura) es 1 ¶V 1 V – V – = = 100 0 = 0,00375 °C 1 ?¶ V – V0 t ?P 0 100 0

Se comprobó que la semejanza entre los gases era tanto mayor cuanto: a) el gas es más “permanente”;

Bibliografía 1.17 b) la presión del gas es menor.

De este modo, se puede hacer una abstracción denominada gas ideal, que sólo necesita un punto fijo de temperatura conocida (V0) para la medida de cualquier otra temperatura:

V1 VV V=V(1+t)=0+t =0 0 ??1 +t

El punto fijo que se toma no es el punto de fusión del agua, sino el punto triple del agua (0,01 °C y 0,611 kPa), en el que coexisten en equilibrio hielo, agua líquida y vapor. En ese estado, el valor experimental más exacto por el momento es = 0,0036609 °C–1. Si creamos una escala de tempe- raturas = 1/ + t, la medida del volumen será simplemente proporcional a la temperatura del sis- tema en esa escala: VV = 0 siendo = t(°C) + 273,15 [1.19] La escala es una medida independiente de la sustancia, directamente proporcional a la medida del termómetro, y con un cero físico. Es la escala de temperaturas del gas ideal; en el tema 7 veremos que esta escala coincide con la temperatura absoluta (Kelvin). Al punto de referencia (punto triple del agua) se le da un valor de la temperatura de 273,16, con unidades de Kelvin (K).

El termómetro es válido solamente para gases a muy bajas presiones; sólo entonces, el termómetro resulta ser independiente del gas contenido en el bulbo, y por tanto válido para establecer una escala universal (empírica) de temperaturas.

V = 273,16 lim P? 0 V PT [1.20] También puede medirse la temperatura empírica con un termómetro de gas a volumen constante; se mide la presión del gas manteniendo constante el volumen que ocupa. El razonamiento es total- mente paralelo al del termómetro de gas a presión constante.

4.5 OTRAS ESCALAS DE TEMPERATURAS · Celsius: t [°C] = T [K] – 273,15; t [°C] = T [K] · Fahrenheit: t [°F] = t [°C]*1,8 + 32; t [°F] = t [°C]*1,8 · Rankine: T [°R] = T [K]*1,8 = t [°F] + 459,67; T [°R] = T [K]*1,8 = t [°F]

5. BIBLIOGRAFÍA · M.J. MORAN y H.N. SHAPIRO, Fundamentos de Termodinámica Técnica, Barcelona, Reverté, 1993, pp. 1–26.

· A. SHAVIT & C. GUTFINGER, Thermodynamics. From concepts to applications, London, Prenti- ce Hall, 1995, pp. 1–16.

6. EJEMPLOS DE CAMBIOS DE UNIDADES Los cambios de unidades se basan en multiplicar por la unidad, es decir, por la equivalencia entre la misma magnitud expresada en dos unidades distintas; por ejemplo, si 1 min = 60 s, se puede decir que 1 = (60 s)/(1 min), o también 1 = (1 min)/(60 s) (según convenga).

Ejemplo 1.2 Solución Sabiendo que 1 CV = 735 W: 735 [W] 100 [CV] = 73500 [W] = 73,5 [kW] 1 [CV] Ejemplo 1.3 Expresar en unidades SI el calor específico del agua líquida, cp = 1 cal/g °C: Solución Sabemos que 1 cal = 4,1868 J; 1 g = 10–3 kg; 1 °C = 1 K (en incremento de temperatura, no en valores de temperatura): 4,1868 [J] 1 [g] 1 [°C] 1 [cal/g °C] = 4186,8 [J/kg K] = 4,1868 [kJ/kg K] 1[cal] 10-3[kg] 1[K] Ejemplo 1.4 Expresar la presión atmosférica estándar en unidades imperiales (psi, pounds per square inch, libras por pulgada cuadrada).

1. TRABAJO EN SISTEMAS MECÁNICOS ……………………………………………………………………………………… 2.2

2. TRABAJO EN SISTEMAS TERMODINÁMICOS………………………………………………………………………….. 2.2

2.1 CONCEPTO DE TRABAJO TERMODINÁMICO ………………………………………………………………………………………. 2.2

2.2 MEDIDA DEL TRABAJO. CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN ……………………………………………………………….. 2.4

2.3 TRABAJO EN UNA FRONTERA MÓVIL……………………………………………………………………………………………….2.5

2.4 TRABAJO EN SISTEMA COMPRESIBLE ……………………………………………………………………………………………… 2.6

2.5 TRABAJO EN PROCESOS CUASIESTÁTICOS ………………………………………………………………………………………..2.7

2.6 TRABAJO DISIPATIVO ………………………………………………………………………………………………………………….. 2.9

2.7 TRABAJO EN OTROS SISTEMAS ………………………………………………………………………………………………………. 2.9

2.7.1 Trabajo elástico o de resorte ……………………………………………………………………………………………….. 2.9

2.7.2 Alargamiento de una lámina superficial ………………………………………………………………………………. 2.11

2.7.3 Trabajo de torsión…………………………………………………………………………………………………………….2.11

2.7.4 Trabajo eléctrico………………………………………………………………………………………………………………2.11

2.7.5 Trabajo de polarización y magnetización……………………………………………………………………………… 2.12

2.8 RESUMEN DE TRABAJOS CUASIESTÁTICOS ……………………………………………………………………………………… 2.12

3. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ……………………………………………………………………… 2.13

3.1 PROCESOS ADIABÁTICOS ……………………………………………………………………………………………………………. 2.13

3.2 EL PRIMER PRINCIPIO ………………………………………………………………………………………………………………… 2.13

3.3 PROCESOS NO ADIABÁTICOS ………………………………………………………………………………………………………. 2.14

3.4 TRABAJO, CALOR Y ENERGÍA ……………………………………………………………………………………………………… 2.14

4. LA ENERGÍA INTERNA …………………………………………………………………………………………………………… 2.15

5. EL CALOR ……………………………………………………………………………………………………………………………….. 2.16

5.1 CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN ……………………………………………………………………………………………… 2.16

5.2 MODOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR…………………………………………………………………………………………. 2.17

6. BALANCE DE ENERGÍA EN SISTEMAS CERRADOS ……………………………………………………………….. 2.17

7. BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………………………………………………….. 2.19

8. PROBLEMAS PROPUESTOS…………………………………………………………………………………………………….. 2.20

Los conceptos de trabajo, calor y energía se emplean en el lenguaje corriente, y a veces intercam- biándose. Esta percepción intuitiva no es suficiente para el análisis termodinámico, pues en ocasio- nes puede conducir a error.

En este capítulo se definen cuidadosamente los términos trabajo, energía y calor. Se muestra que representan tres conceptos no intercambiables pero con una clara relación entre ellos. Se enuncia la Primera Ley de la Termodinámica para un sistema cerrado, y se muestra cómo conduce a la ley de conservación de la energía.

1. TRABAJO EN SISTEMAS MECÁNICOS La Mecánica define el trabajo como el producto escalar de una fuerza por el desplazamiento de su punto de aplicación. Para un desplazamiento diferencial el trabajo vale W = F·dr [2.1] En termodinámica, donde las interacciones se estudian desde el punto de vista del sistema, esta de- finición se interpreta de la siguiente manera: cuando un sistema ejerce una fuerza sobre su entorno, provocando el desplazamiento de la frontera, el producto escalar de la fuerza por el desplazamiento de la frontera es al trabajo realizado por el sistema.

Este trabajo provoca evidentemente algún cambio en el entorno, por ejemplo el cambio de altura de una masa en un campo gravitatorio, o el estiramiento de un muelle. En lo que se refiere al sistema, todos estos cambios son equivalentes, puesto que han sido provocados por cambios idénticos en el sistema y en su frontera.

Hasta ahora sólo se han definido modos de trabajo en los que es fácil identificar la fuerza y el des- plazamiento. En otros tipos de trabajo relacionados con fenómenos eléctricos, magnéticos y otros, puede ser más difícil identificar la fuerza y el desplazamiento. La definición del trabajo de la Ter- modinámica trata de cubrir todos los modos posibles, incluyendo por supuesto la definición de tra- bajo de la Mecánica.

2. TRABAJO EN SISTEMAS TERMODINÁMICOS 2.1 CONCEPTO DE TRABAJO TERMODINÁMICO La termodinámica define el trabajo de la siguiente manera: Trabajo es una interacción entre dos sistemas tal que cualquier cambio en cada sistema y su en- torno podría haberse producido, exactamente, con el único efecto externo a ese sistema, del cam- bio 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 con- secuencia, no hay trabajo si sólo se considera un sistema (sistema aislado). No todas las interaccio- nes son en forma de trabajo. Para que una interacción se considere que es trabajo debe pasar el test expresado en la definición. Los ejemplos siguientes pueden aclarar este punto.

Ejemplo 2.1 Se considera una masa B unida a través de una cuerda que pasa por una polea sin fricción, a un bloque A que desliza sobre un plano horizontal, Figura 2.1. La caída de B provoca el deslizamiento de A con fricción. Definimos el bloque y el plano como sistema A, y la masa como sistema B; es posible identificar la interacción entre A y B: tiene lugar en la frontera, y consiste en el movimiento de la cuerda estirada.

Trabajo en Sistemas Termodinámicos 2.3 Para demostrar que esto es una interacción de trabajo, hay que realizar dos tests, uno para cada sistema: el test para el sistema A es el propio sistema B, puesto que el único efecto externo a A es el cambio de altura Para hacer un test del sistema B, se sustituye el sistema A por un sistema de test, “test B”en la Figura 2.2, que consiste en otro peso conectado a través de una polea sin fricción. Ahora en “test B”el único cambio es la elevación del peso, mientras que el sistema B repite, exactamente, el proceso original. También se repite exactamente el movimiento de la cuerda a través de la frontera. Como hemos demostrado que ambos sistemas A y B cumplen la definición de trabajo, la interacción es trabajo. Sistema A A Sistema B

B Test B Test B Sistema B B Figura 2.1 – Interacción en forma de trabajo.. Figura 2.2 Si seleccionamos como un único sistema la combinación del bloque, el plano y la masa, no se puede identificar trabajo desde el punto de vista termodinámico, aunque ocurran cambios en el interior del sistema.

Ejemplo 2.2 Se considera una bombilla alimentada por una pila eléctrica, tal como se muestra en la Figura 2.3. Con el circuito cerrado, tiene lugar un proceso en el sistema. A través de la frontera pasa corriente por el circuito, Sistema A +– Pila Sistema B Figura 2.3 – Interacción en forma de trabajo.

Definimos la pila como sistema A, y la bombilla como sistema B. Existe una interacción, puesto que lo que ocurre en A afecta a B y viceversa. Aunque ningún peso cambia su altura, se puede demostrar que esta interacción es de trabajo, imaginando dos tests, uno para cada sistema. El test para el sistema A podría ser sustituir la bombilla por un motor eléctrico sin fricción que levante un peso (Figura 2.4). De este modo, es posible repetir exactamente el proceso ocurrido en el sistema A y su frontera, con el único cambio en el “test Sistema A +– Pila Test A

Del mismo modo, puede sustituirse la pila del sistema A por una dinamo sin fricción accionada por un peso que cae, resultando que los efectos en B serían los mismos que en el proceso original (Figura 2.5). Por Obviamente, si en vez de una bombilla hubiera un calentador eléctrico conectado a la pila, también la interacción entre la pila y el calentador sería en forma de trabajo.

Ejemplo 2.3 Un bloque metálico A se saca de un frigorífico. Se pone en contacto con otro bloque B sacado de un horno (Figura 2.6). Obviamente, ocurre una interacción entre ellos, que puede comprobarse midiendo la Sistema B Bloque caliente Sistema A Bloque frío Figura 2.6 – Interacción que no es en forma de trabajo.

Test A Dinamo+ – Sistema A Bloque frío Figura 2.7 Un test del sistema A puede ser el siguiente: una dinamo sin fricción accionada por un peso que cae aporta corriente a una resistencia eléctrica, que calienta el bloque frío del sistema A lo mismo que el proceso considerado (Figura 2.7). De este modo, se puede repetir el proceso en A siendo el único efecto externo al Sin embargo, no es posible encontrar un test para B cuyo único efecto sea el aumento de altura de un peso. Como sólo se ha podido realizar uno de los dos tests, esta interacción no es en forma de trabajo. Más adelante identificaremos esta interacción como calor.

2.2 MEDIDA DEL TRABAJO. CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN El objeto de estudio de la Termodinámica es el sistema, y más en concreto –por razones históricas– los sistemas productores de energía. Por esta razón, el convenio de signos empleado es el contrario al de la Mecánica: para un sistema que realiza trabajo sobre su entorno, el trabajo se define como positivo.

En los tests realizados en el apartado anterior para estudiar la interacción de trabajo, el único efecto externo era el cambio de altura de un peso. Este cambio se usa para medir la interacción de trabajo de un sistema con su entorno: W = Wsistema = ( Ep)entorno = (mg z)entorno [J] [2.2]

· W > 0: trabajo hecho por el sistema hacia el entorno (levantamiento de un peso en el entorno, z > 0).

· W < 0: trabajo hecho sobre el sistema desde el entorno (disminución de altura de un peso en el entorno, z < 0).

Trabajo en Sistemas Termodinámicos 2.5 El trabajo no es una diferencial exacta, sino una forma diferencial. Es una función de línea, no una función de estado. Está asociado a procesos y se manifiesta en la frontera del sistema, no es una propiedad del sistema. El trabajo total en un proceso se calcula con la integral de línea a lo largo de ese proceso, y depende del camino:

2 W = W [2.3] 1

En cambio, la variación de una función de estado no depende del camino sino sólo de los estados inicial y final. Por ejemplo, en el caso del volumen sí se cumple que:

2 dV = V2 – V1 = V [2.4] 1

Es decir, no se debe hablar de “trabajo de un sistema” sino de “trabajo hecho por (o sobre) un sis- tema en un proceso”; no “variación de trabajo, W” sino simplemente “trabajo, W”. Los sistemas no tienen trabajo, sino propiedades, estados. El trabajo se manifiesta únicamente en los procesos, en los cambios de estado. (Estas mismas ideas valen para el calor, que se define más adelante.) La potencia es el trabajo por unidad de tiempo, W&= W t2W&dt ; W = [J/s ” W] [2.5] dt t1

El trabajo es una magnitud extensiva. Dividiendo por la masa del sistema o el número de moles, se puede hablar de trabajo específico o molar w [J/kg ó J/mol].

2.3 TRABAJO EN UNA FRONTERA MÓVIL Cuando una fuerza externa Fe actúa sobre la pared móvil de un sistema, se ejerce un trabajo. El tra- bajo realizado por el sistema se puede calcular a partir de

2 W = – Fe ·dx [2.6] 1

donde Fe es la fuerza que ejerce el entorno sobre la frontera o pared del sistema. El signo menos (contrario al criterio de signos de la Mecánica, ec.[2.1]) tiene en cuenta que –cuando la fuerza y el desplazamiento tienen el mismo sentido– el trabajo del sistema es negativo, es decir, se realiza tra- bajo sobre el sistema.

Conviene insistir que en Termodinámica se calcula el trabajo de un sistema como el trabajo reali- zado contra las fuerzas exteriores al sistema.

2.4 TRABAJO EN SISTEMA COMPRESIBLE Se considera un sistema cerrado (Figura 2.8) formado por un gas comprimido (línea punteada), contenido en un cilindro cubierto por un pistón pesado. Se retira la fijación que mantiene el pistón en su lugar, y se verifica un proceso. Si el pistón asciende, el gas se expande, realizando un trabajo sobre su entorno. El trabajo hecho por el gas se mide con el cambio de altura en el entorno, o sea, en el propio pistón (sin considerar el efecto de la presión atmosférica): mpg[A(z ]= Wgas=mpg(z2-z1)= 2-z1) P2(V2-V1) A

Gas (sistema) [2.7] z Nótese que la presión en el estado final, P2, es igual al peso del pistón dividido por su área, pues el estado final 2 es de equilibrio (el pistón “flota” sobre el gas); y el cambio de volumen del gas es igual al área del pistón multiplicada por su cambio de altura.

Los estados inicial (antes de retirar la fijación) y final son de equilibrio; sin embargo, no lo son los estados intermedios. Durante el proceso, la presión del gas puede no ser homogénea a lo largo del cilindro, y el pistón puede tener aceleraciones variables. No se conoce el valor exacto de la presión en el gas P; aunque sí se sabe que es mayor que la presión final P2 durante todo el proceso. De este modo,

2 Wgas=P2(V2-V1)< PdV [2.8] 1

En resumen, el trabajo del sistema sobre su entorno puede analizarse de la siguiente manera: la re- sistencia que el sistema debe vencer durante un cambio de volumen se puede expresar como una presión exterior equivalente, Pe, ejercida por el entorno sobre el sistema (en este caso, la presión exterior equivalente sería Pe = mpg/A). Por tanto, el trabajo hecho por el sistema sobre su entorno es, en general, 2

Trabajo en Sistemas Termodinámicos 2.7

22 W = Pe dV < PdV [2.10] 11

2.5 TRABAJO EN PROCESOS CUASIESTÁTICOS Cuando un sistema experimenta un proceso pasa a través de una secuencia de estados, algunos de los cuales pueden ser estados de equilibrio y otros estar muy alejados del equilibrio. En el ejemplo del apartado anterior (Figura 2.8), si la presión del gas es claramente mayor que la fuerza ejercida por el pistón por unidad de superficie (la presión externa equivalente), el pistón se verá acelerado por la resultante de esas dos fuerzas. Durante esta aceleración las condiciones del gas en un instante determinado pueden estar alejadas del equilibrio, es decir, que ese estado podría evolucionar sin ninguna interacción con el entorno.

Sin embargo, es posible imaginar un proceso donde el sistema está en equilibrio durante todas las etapas intermedias. En el ejemplo del gas en el cilindro, si la presión exterior equivalente es igual (o prácticamente igual) a la presión del gas durante el proceso de expansión, entonces en cualquier instante intermedio del proceso el gas estará en equilibrio.

Un proceso en el que el sistema pasa a través de una sucesión de estados de equilibrio es un proceso cuasiestático. El trabajo de un proceso cuasiestático se llama trabajo cuasiestático.

En la Figura 2.9 se visualiza un proceso cuasiestático, indicando el estado inicial, un estado inter- medio y el estado final. La carga externa está ejercida por arena, de la que se van retirando granos uno a uno (elementos diferenciales de masa, m, que provocan cambios elementales de la presión equivalente exterior, Pe). Cuanto más fina es la arena, más próximo es el proceso a una sucesión continua de estados de equilibrio. De este modo, todos los estados intermedios son de equilibrio, hasta que se alcanza el estado final.

Gas (sistema) Estado inicial Estado intermedio z

Comparando las ecuaciones [2.10] y [2.11] puede decirse que, en general,

22 W = Pe dV £ PdV [2.12] 11

El trabajo cuasiestático de un sistema compresible se puede representar como el área delimitada por la traza del proceso en el plano P-v (Figura 2.10). La traza del proceso se denomina la línea de es- tados, que sólo está definida en procesos cuasiestáticos.

Es evidente, a la vista de la ec. [2.12] y la Figura 2.10, que para un determinado cambio de estado, el trabajo depende del camino recorrido, no es sólo función de los estados inicial y final.

P P1 w = Pdv P2 2 w12 = Pdv 1 v v1 v2 Pe1 Pe2

Figura 2.10 – El trabajo cuasiestático es el área bajo la línea de estados en el plano P-v.

Ejemplo 2.4 Una esfera elástica de 0,5 m de diámetro contiene gas a 115 kPa. El calentamiento de la esfera la dilata hasta 0,62 m, y durante este proceso la presión es proporcional al diámetro de la esfera. Determinar el trabajo realizado por el gas.

Trabajo en Sistemas Termodinámicos 2.9 2.6 TRABAJO DISIPATIVO Las formas de trabajo enunciadas hasta ahora responden a formas de trabajo conservativo o norma- les, donde –por la naturaleza del producto escalar– sólo importa la componente normal de la fuerza respecto a la superficie, es decir, la componente paralela al desplazamiento.

Sin embargo, también existen formas de trabajo disipativo, asociado a componentes tangenciales de la fuerza: es el caso de las fuerzas de viscosidad, rozamiento, efecto Joule, fenómenos de histére- sis mecánica, etc. En todos estos casos el trabajo no cambia de signo al cambiar el signo de la dife- rencial del vector desplazamiento (a diferencia de las formas de trabajo conservativo). Además, siempre se trata de formas de trabajo aportadas desde el exterior, luego su signo es siempre negati- vo: Wd < 0 siempre [2.13]

Como veremos más adelante, las condiciones para que un proceso sea reversible (es decir, que sea posible volver hasta el estado inicial pasando por los mismos estados intermedios y sin dejar señal alguna en el entorno del ciclo completo de ida y vuelta), son dos condiciones que deben cumplirse simultáneamente: · proceso cuasiestático;

En lo sucesivo, distinguiremos las formas de trabajo conservativo (principalmente trabajo de com- presión) y disipativo, de modo que el trabajo total de un sistema es la suma de ambos:

2 W = Pe dV + Wd 1 siendo Wd < 0 [2.14]

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