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www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 1/21 TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA (Oposiciones de Enseñanza Secundaria) ------------------------------------------------------------------------------- TEMA 16 CALOR Y TRABAJO EN LOS PROCESOS TERMODINÁMICOS. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. APLICACIÓN A LAS MÁQUINAS TÉRMICAS Y A LAS REACCIONES QUÍMICAS. RENDIMIENTO ENERGÉTICO. Esquema 1. Introducción a la Termodinámica. 1.1. Principio Cero de Termodinámica. Equilibrio térmico. 1.2. Concepto de Energía Interna. 2. Primer Principio de la Termodinámica. 2.1. Enunciado y descripción. 2.2. Consecuencias de su aplicación. Criterio de signos. 2.3. Trabajo de expansión. 2.4. Calores específicos y Energía Interna. 2.5. Calores de reacción. Entalpía. 2.6. Ley de Joule. Energía Interna de un gas ideal. 3. Transformaciones termodinámicas. 3.1. Transformaciones Isotérmicas. Calor, Trabajo, Energía Interna. 3.2. Transformaciones Isobáricas. Calor, Trabajo, Energía Interna. 3.3. Transformaciones Isócoras. Calor, Trabajo, Energía Interna. 3.4. Transformaciones Adiabáticas. Calor, Trabajo, Energía Interna. 4. Máquinas térmicas. 4.1. Clasificación: combustión externa e interna. 4.2. Ciclo de Carnot. Rendimiento energético. 4.3. Máquinas de Vapor. 4.3.1. Esquema y funcionamiento. 4.3.2. Ciclo de Rankine. 4.4. Motores de combustión interna. 4.4.1. Motor de explosión. Esquema y funcionamiento. 4.4.2. Ciclo de Otto. Cálculo del rendimiento. 4.4.3. Motor Diesel. Descripción y funcionamiento. 4.4.4. Ciclo Diesel. Rendimiento 5. Aplicaciones a la Termoquímica. 5.1. Calor de reacción de una reacción química. 5.2. Entalpías de reacción. 5.3. Ley de Hess. 5.4. Calores de formación. Estados normales. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 2/21 TEMA 16 CALOR Y TRABAJO EN LOS PROCESOS TERMODINÁMICOS. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. APLICACIÓN A LAS MÁQUINAS TÉRMICAS Y A LAS REACCIONES QUÍMICAS. RENDIMIENTO ENERGÉTICO. 1. INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA El principio de conservación de la energía, tal como se ha estudiado en la Mecáni- ca, incluyendo sólo las energías cinéticas y potenciales, no se cumple cuando se aplica a situaciones reales de la naturaleza, si no incluimos en el balance de energía, las energías disipadas en los sistemas, es decir, el calor, objeto de estudio de la Termodinámica. Veamos un ejemplo que nos ilustrará esta afirmación. Si dejamos caer una pelota libremente desde una cierta altura, la energía potencial inicial se va transformando en energía cinética a medida que cae y su velocidad aumen- ta. En el momento de hacer contacto con el suelo, posee su máxima energía cinética, pero carece de energía potencial. Un choque perfectamente elástico con el suelo y una hipotética ausencia de rozamiento con el aire, harían que la pelota recuperase exacta- mente la altura inicial en su rebote. Se cumpliría entonces que: EP + EC = cte donde EP y EC son las energías potencial y cinética en un momento determinado. Sin embargo, la experiencia nos dice que la pelota va perdiendo energía en sus rebotes sien- do éstos cada vez de menos altura. ¿Quiere esto decir que su energía se ha perdido? Para responder a esta pregunta hay que tener en cuenta que en el rozamiento con el aire y en sus choque con el suelo (no perfectamente elásticos), la energía mecánica de la pelota (EP+EC) se va transformando en energía térmica y ésta se disipa por el suelo y por el aire, aumentando la energía del conjunto de cosas que rodean a la pelota en la misma cuantía en que disminuye la de ésta. En total, la energía del sistema pelota-ambiente se mantiene constante. Este es un claro ejemplo de conservación de la energía total. Pues bien, el tema que vamos a desarrollar se centra en el primer principio de la Termodinámica, el cual puede ser considerado como una generalización del principio de conservación de la energía mecánica, donde se incluyen las energías térmicas disipadas (no desaparecidas) en los procesos. Comenzaremos definiendo una serie de conceptos básicos de Termodinámica, que constituyen el lenguaje habitual de esta ciencia y son necesarios para comprender el contenido del tema. La Termodinámica es la ciencia que se ocupa de las transformaciones energéticas que acompañan a los procesos físicos o químicos que sufren los sistemas materiales o sistemas termodinámicas. Un Sistema Termodinámico es una porción de materia en el espacio separada del exterior por una superficie cerrada que puede ser real (un trozo de sólido, un recipiente, etc.) o imaginaria (cuando se aísla mentalmente un volumen fijo de gas). Además, estas superficies pueden ser móviles (un cilindro con émbolo) o fijas (recinto cerrado). www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 3/21 El medio exterior a un sistema constituye su entorno, ambiente o alrededores. La interacción entre el sistema y su entorno está caracterizada por los intercambios de energía en sus diversas formas. A los distintos modos de presentarse un sistema se les denomina estados del mis- mo. El estado de un sistema se describe desde el punto de vista macroscópico, es decir, mediante un reducido número de variables termodinámicas macroscópicas y medibles experimentalmente. Así, por ejemplo, el estado de un gas en el interior de un recinto queda descrito por su presión, su volumen y su temperatura. De las variables, las que actúan como independientes se denominan variables de estado. Esta descripción macroscópica del estado de un sistema, ignora la estructura mi- croscópica de la materia, por lo que es incapaz de proporcionar valores absolutos de las variables termodinámicas, sino tan sólo variaciones de las mismas con respecto a un valor que tomaremos de referencia (valores relativos) . Las variables termodinámicas se clasifican en extensivas e intensivas. Las prime- ras son aquellas que dependen de la cantidad de materia que constituye el sistema (por ejemplo: masa, volumen, energía). Las intensivas son independientes de la cantidad de materia del sistema (presión, temperatura, etc.). Cuando se produce una variación en el estado de un sistema, por variar alguna o algunas de sus variables de estado se dice que el sistema sufre una transformación o proceso termodinámico. 1.1. Principio cero de Termodinámica. Equilibrio Térmico. La noción de temperatura surge de la percepción sensorial que nos permite distin- guir los cuerpos fríos de los calientes. Decimos que la temperatura de los primeros es más baja que la de los segundos. Pero, evidentemente, esta sensación fisiológica de frío y caliente no es suficiente para determinar con precisión la temperatura de un cuerpo y ciertamente no resulta útil para fines científicos. Se ha de llegar al concepto de tempe- ratura mediante un método operacional. Consideremos dos sistemas A y B que se encuentran independientemente aislados (no se permite ningún tipo de intercambio energético del sistema con sus alrededores). Si ambos sistemas se ponen en contacto térmico a través de una pared no adiabática (que permite el intercambio en forma de calor) estando el conjunto A+B aislado de su entorno, entonces, si el tiempo que están en contacto es suficientemente grande, los dos sistemas se encontrarán en un estado de equilibrio térmico mutuo. En estas condiciones se dice que: "los dos sistemas poseen la misma temperatura" Evidentemente es un he- cho conocido que, si se ponen en contacto entre sí dos objetos que inicialmente se en- cuentran a temperaturas diferentes, llegará un momento en el que alcancen cierta tempe- ratura intermedia igual para ambos. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 4/21 Repetimos la experiencia anterior utilizando ahora tres sistemas A, B y C de modo que pongamos los sistemas A y B (aislados entresí), en contacto tér- mico con el sistema C. Al cabo de un cierto tiempo, los sistemas A y B alcanzan el equilibrio térmico con C y por consiguiente el equilibrio térmico entre sí. De estas observaciones se define el llamado Principio Cero de la Termodinámica, que afirma que si dos sistemas están en equilibrio térmico con un tercero, están en equi- librio entre sí. Llamamos temperatura a una magnitud que caracteriza al equilibrio tér- mico y, por definición, establecemos que en tal equilibrio se cumple: tA=tB=tC El Principio Cero de Termodinámica nos permite comparar la temperatura de dos sistemas A y B con la ayuda de un tercer sistema C, y afirmar que tA=tB sin necesidad de poner A en contacto con B. El sistema C es un termómetro; cuando obtenemos lectu- ras iguales con él, al utilizarlos con dos cuerpos distintos, tenemos la indicación de que ambos cuerpos se encuentran a la misma temperatura, ya que en cada caso se alcanzó el equilibrio con el mismo sistema de referencia. 1.2. concepto de Energía Interna. La Energía Interna, U, de un sistema se define como la suma de la energía cinéti- ca interna (como suma de las energías cinéticas de las individualidades que lo constitu- yen) y de la energía potencial interna (asociada a las interacciones conservativas entre esas individualidades) del sistema. Así pues, la energía interna está asociada al estado de movimiento y configuración de las individualidades que constituyen el sistema, re- sultando ser una variable de carácter extensivo. Por otro lado, la energía interna U depende únicamente del estado en que se en- cuentra el sistema, con independencia del camino seguido por el mismo para acceder a ese estado En consecuencia, la energía interna, U, es una función de estado y su diferen- cial es exacta. Por ello, la variación de energía interna de un sistema que sufre un proce- so cíclico es nula ya que en este caso los estados inicial y final coinciden. 2. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA El Primer Principio de la Termodinámica, como ya se ha mencionado, es una ge- neralización de la ley de la conservación de la energía, que incluye los cambios posibles en la energía interna. La transferencia energética entre un sistema y su entorno es posible de dos mane- ras: una es mediante el trabajo, W, realizado por el sistema o sobre el sistema y la otra es mediante el calor, Q. Ambas formas de energía sólo tienen sentido como energías en tránsito, por lo que sus valores dependerán de los caminos seguidos y consecuentemente no son funciones de estado, ni sus diferenciales son exactas. Además, no se anulan en un proceso cíclico. Cuando se ha transferido energía por cualquiera de estas dos formas, o por las dos al mismo tiempo, se dice que el sistema ha experimentado un cambio en su energía interna. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 5/21 2 1 Enunciado y descripción. Sea un sistema que pasa del estado inicial 1 al estado final 2 y sean W1 y Q1 los balances de trabajo y de calor puestos en juego en dicha transformación, siguiendo el camino a y sean W2 y Q2 los correspondientes balances según el camino b. Si se cal- cula la cantidad Q−W para las dos trayectorias a y b, se encuentra que es igual para am- bos caminos, o sea: Q1−W1=Q2−W2 Se concluye que la cantidad: Q-W queda completa- mente determinada por los estados inicial y final del siste- ma, y a la cantidad Q-W se le da el nombre de cambio de la energía interna del sistema. Aunque tanto Q como W son diferentes para cada proceso de transformación, su diferen- cia (variación de U) es independiente del camino seguido. FIG. 3 Por lo tanto, se puede enunciar el Primer Principio de la Termodinámica de la si- guiente forma: WQUUU if −=−=∆ Cuando la transformación es infinitesimal, la ecuación queda: WQdU δδ −= indicando claramente que aunque Qδ y Wδ son diferenciales inexactas, la diferencia entre ambas es una diferencial exacta, dU. Existe otro enunciado del Primer Principio de la Termodinámica basado en la im- posibilidad de obtener el movimiento perpetuo. Dice así: Es imposible construir una máquina de funcionamiento periódico que produzca energía en forma de trabajo sin consumir una cantidad equivalente de energía (imposibilidad del móvil perpetuo de primera especie). En efecto, si el sistema realiza un ciclo, U1=U2, Q=W y por tanto, el calor total absorbido por el sistema es igual al trabajo realizado. Apoyándose en la definición del Primer Principio, se puede llegar a definir termo- dinámicamente el calor: WQU −=∆ ⇒ WUQ +∆= El calor suministrado a un sistema (positivo) se invierte, parte de él, en aumentar la energía interna del sistema y el resto en realizar trabajo de expansión por parte del sistema (positivo) sobre su entorno. 2.2. Consecuencias de su aplicación. Criterio de signos. En un proceso termodinámica cíclico, ∆U=0 y Q=W, de donde todo el calor su- ministrado, lo invierte el sistema en realizar un trabajo de expansión. Si el sistema no puede realizar ningún trabajo de expansión (paredes fijas del sistema), entonces, W=0.y ∆U=Q, o sea, todo el calor suministrado se transforma en un aumento de la energía in- terna del sistema. Si el proceso es adiabático, Q=0, entonces ∆U=−W en donde la disminución de energía interna del sistema conlleva la realización de un trabajo por parte del sistema. En un sistema aislado, Q=W=0, y por tanto, U1=U2=cte. Es el principio de con- servación de la energía, que se cumple en nuestro universo, por ser un sistema aislado. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 6/21 El criterio de signos convencional adoptado en Termodinámi- ca para el Calor y el Trabajo es el siguiente: si el sistema absorbe calor o realiza trabajo contra el exterior, se consideran positivos; y si el sistema cede calor o se realiza trabajo sobre el sistema desde el exterior entonces se consideran negativos. Así se ilustra en la fig.4. 2.3. Trabajo de expansión. Consideremos un gas dentro de un cilindro con un émbolo móvil que desliza en su interior. El gas ocupa un volumen V y ejerce una presión uniforme P sobre las paredes del cilindro y sobre el émbolo. Si el área del émbolo es A. la fuerza ejercida por el gas sobre él es: F = P.A Si el gas se expande, a medida que el émbolo sube una distancia elemental, dy, el trabajo realizado por el gas vendrá dado por: dyAPdyFrdFdW ... ==•= ρ ρ y como A.dy es el incremento en el vo- lumen del gas, de, el trabajo queda así: dVPdW .= FIG. 5 Si el gas se expande como se indica en la fig.5, entonces dV es positivo y el tra- bajo de expansión realizado por el gas es positivo. Si el gas se comprime, porque el en- torno realiza trabajo sobre el gas, dV es negativo y el trabajo también es negativo. Esto está de acuerdo con el convenio de signos establecido. Evidentemente, el trabajo es nulo cuando el volumen permanece constante. El trabajo total efectuado por el gas, cuando el volumen cambia desde un valor inicial Vi hasta un valor final Vf queda dado por la integral: ∫ ∫== f i V V dVPdWW . Para evaluar esta integral debe conocerse cómo varía la presión durante el proceso, ya que, a veces es constante, pero en general, no lo es y depende del volumen y de la temperatura. Si se representan los estados del gas como una curva en un diagrama P-V, como se indica en la fig.6, el trabajo realizado por el gas en su expansión desde el estado inicial i hasta el estado final f, es la su FIG.6 perficie comprendida bajo la curva, el eje de volúmenes V y las dos ordenadas corres- pondientes a los volúmenes Vi y Vf. Como se puede ver, el trabajo depende de la tra- yectoria que se tome entre los dos estados inicial y final. Por ello, el trabajo no es una función de estado. En el caso concreto de un proceso cíclico, el sistema se expansionaprimero desde V1 hasta V2 por el camino a por tanto el trabajo es positivo. Luego, el sistema se comprime desde V2 hasta V1 a través de la evolución b y el trabajo es negativo. El trabajo neto intercambiado entre el sistema y su entorno viene re- FIG.7 www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 7/21 presentado por el área encerrada dentro de la trayectoria cerrada. El trabajo es positivo, como en este caso, si el ciclo es recorrido en el sentido horario y es negativo en caso contrario. 2.4. Calores específicos y Energía Interna. Resulta útil definir una cantidad de calor, Q, en términos de un proceso específico. Para ello definimos previamente la Capacidad Calorífica y el Calor específico. La Capacidad Calorífica, C, de cualquier sustancia se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar la temperatura de esa sustancia en un grado centígrado (1ºC) Celsius o (1ºK) Kelvin. T Q C ∆ ∆= El Calor Específico, c, se define como la capacidad calorífica por unidad de masa, es decir, la cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de una uni- dad de masa de la sustancia: Tm Q m C ce ∆ ∆== . El Calor específico molar cm, será el calor específico referido a un mol. Cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de un mol de sustancia: Tn Q n C cm ∆ ∆== . A partir de la definición de Capacidad calorífica, se puede expresar la energía calorífica, Q, transferida entre un sistema de masa m y sus alrededores, para una varia- ción de temperatura ∆T, por la ecuación: TcmTCQ ∆=∆= ... Si se especifica el número de moles del sistema,. n, se escribirá: TcnQ m ∆= .. Observemos que al aumentar la temperatura, tanto ∆T como Q son positivos, co- rrespondiendo a un flujo de calor hacia el sistema, como era de esperar. Si se transfiere calor al sistema a volumen constante, de la Primera ley de la Ter- modinámica, llegamos a: vv QWQU =−=∆ pues W=0 y según la ecuación del calor molar resultará: TcnUQ vv ∆=∆= .. Así, relacionamos la variación de energía interna de un sistema con su calo espe- cífico molar, cuando sufre un proceso a volumen constante. También observamos que un aumento en la temperatura implica un aumento en la energía interna (concretamente, en su energía cinética interna). si despejamos cv, llegamos a: Tn U cv ∆ ∆= . Si ahora se transfiere calor al sistema a presión constante, el trabajo de expansión realizado por el sistema será: VPVVPdVPdVPW V V V V ∆=−=== ∫∫ .).(. 122 1 2 1 y si aplicamos la primera ley de termodinámica: VPQWQU pp ∆−=−=∆ . luego VPUQp ∆+∆= . www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 8/21 y el calor a presión constante vendrá dado por: ( )VPUVPUTcnQ pp ..., +∆=∆+∆=∆= y a la suma U+P.V la definimos como entalpía del sistema, H, y ∆H será la variación de entalpía del sistema. Más adelante definiremos la entalpía con más detalle. Finalmente llegamos a: TcnHQ pp ∆=∆= .. y despejando cp tenemos: Tn H c p ∆ ∆= . La relación existente entre los calores específicos molares a presión y volumen constantes, para un gas ideal, se deduce a partir de la definición anterior de ∆H. A saber: VPUH ∆+∆=∆ . (a P=cte) dividiendo ambos miembros por n.∆T resultará: Tn VP Tn U Tn H ∆ ∆+ ∆ ∆= ∆ ∆ . . .. ⇒ Tn VP cc vp ∆ ∆+= . . y para un gas ideal se cumplirá la ecuación de estado de los gases ideales: P.V=n.R.T y sustituyendo P.∆V=n.R.∆T resultará finalmente: Tn TRn cc vp ∆ ∆+= . .. ⇒ Rcc vp += ⇒ Rcc vp =− conocida como relación o ecuación de Mayer. 2.5. Calores de reacción Entalpía. La Termodinámica no sólo estudia las transformaciones energéticas que acompa- ñan a los procesos físicos sino también aquellas donde se altera la naturaleza y compo- sición del sistema, o sea, los procesos o reacciones químicas. Según esto, en una transformación a volumen constante se verifica: 12 UUUQv −=∆= es decir, el calor de una reacción química que transcurre a volumen constante es igual a la variación de energía interna del sistema, siendo U1 la energía interna de las sustancias reaccionantes y U2 la de los productos obtenidos. Si disminuye la energía interna, es decir U2<U1, entonces Qv será negativo, saldrá calor del sistema y tendremos una reac- ción exotérmica. Si por el contrario, los productos finales tienen más energía interna que los reactivos iniciales, U2>U1, entonces Qv es positivo y entrará calor al sistema, resul- tando en este caso una reacción endotérmica. Si la reacción transcurre a presión constante: ( ) ( ) ( )11221212 .... VPUVPUVVPUUVPUQp +−+=−+−=∆+∆= la función U+P.V se denomina Entalpía, H, en honor a Helmholtz, por tanto: 12 HHHQp −=∆= Si H2<H1 entonces Qp es negativo y el calor saldrá del sistema, reacción exotér- mica. Si es al contrario, será endotérmica. Esta magnitud, entalpía, es de especial importancia en Termodinámica, debido a que la mayoría de los procesos térmicos tienen lugar a la presión atmosférica, que se considerará constante. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 9/21 En el cálculo ordinario de los efectos caloríficos resulta más conveniente utilizar tablas de valores de entalpías, en lugar de utilizar tablas separadas de valores de U y V. La función H es, por tanto, consecuencia de una conveniencia. La entalpía es una magnitud de carácter extensivo y sus unidades son las mismas que las de energía. A1 ser combinación de funciones de estado (U,P,V) es también una función de estado. Esto comprueba la ley de Hess que se cumple en los procesos quími- cos: E1 calor de reacción de un proceso químico a volumen o presión constante, de- pende solamente de los estados inicial y final y no de los estados intermedios o del ca- mino seguido. Para comprobar esta proposición basta considerar las ecuaciones: UQv ∆= y HQp ∆= Entre ambos calores de reacción existe una relación que se deduce restando Qp y Qv, resultando: ( ) ..... 1211221212 =+−−−+=−−−=∆−∆=− UUVPUVPUUUHHUHQQ vp ( ) VPVVPVPVP ∆=−=−= ...... 1212 o sea: VPQQ vp ∆+= . En el caso más simple de que los productos de reacción puedan considerarse gases perfectos: TRnQQ vp ..∆+= siendo ∆n la variación del número de moles de los gases experimentales en la reacción. Así se halla Qp a partir de Qv, ya que por regla general, las reacciones de combustión de gases se realizan en bombas calorimétricas a volumen constante. En las reacciones en que sólo intervienen sólidos o líquidos, el incremento de volumen es despreciable y, por tanto, pueden tomarse como iguales los valores de Qp y Qv. 2.6. Ley de Joule Energía interna de un gas ideal. El hecho de que la energía interna U de algunos gases reales (por ejemplo, el aire) permanezca aproximadamente constante cuando su temperatura se mantiene invariable, fue observado por primera vez por J. P. Joule en 1845, cuando estudiaba los procesos de expansión de gases reales. En la experiencia de Joule, el recipiente A con- tiene aire a alta presión, y al recipiente B se le ha practicado un enorme vacío. Al abrir la llave de paso, el gas fluye libremente de A hacia B. Observamos que la variación de la temperatura en el baño de agua es insignificante, lo que implica un flujo de calor entre el gas y el agua, prácticamente nulo (δQ=0). Como la expansión del gas es contra el vacío, el tra- bajo intercambiado es cero (δW=0), por lo que según el primer principio tendremos: 0=dU FIG. 8 o bien: Uinicial=Ufinal de modo que la energía interna permanece constante. Como la presión y el volumen han cambiado, mientras que la temperatura ha permanecido constante, concluimos que la energía interna del gas sólo depende de la temperatura. Hoy día se ha constatado que si se mide la temperatura con mucha precisión,existe una pequeña variación, siendo tanto menor, cuanto más baja sea la presión inicial del gas, o sea, cuanto más se comporte www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 10/21 como gas ideal. Por tanto, podemos afirmar que la energía interna U es función exclusi- va de la temperatura T, sólo en el caso de los gases ideales (Ley de Joule). La entalpía como función de estado, se ha definido como H=U+PV y, según la ley de Boyle-Mariotte para un gas ideal, el producto PV es función exclusiva de la tem- peratura, se deduce por tanto que la entalpía del mismo, al igual que la energía interna, depende únicamente de la temperatura. Por consiguiente, la ley de Joule, se expresa como: )(TUU = y )(THH = La ley de Joule es consecuencia de la no existencia de fuerzas intermoleculares en los gases ideales, ya que en ellos, la energía interna es prácticamente energía cinética interna, estando esta última relacionada con la temperatura. 3. TRANSFORMACIONES TERMODINÁMICAS 3.1. Transformaciones Isotérmicas. Calor, Trabajo, Energía Interna. Un proceso que ocurre a temperatura constante es isotérmico y su representación gráfica para un gas ideal, en un diagrama de Presión y Volumen, conduce a una curva hiperbólica equilátera llamada isoterma. Según la fig.9, el gas ideal se expande desde la posi- ción inicial i hasta la posición final f. La isoterma obe- dece la ley de Boyle-Mariotte, o sea: P.V=cte. FIG 9 El trabajo vendrá dado por la expresión: ∫= f i V V dVPW . pero la presión, en este caso es variable. Considerando que tenemos un gas ideal, donde TRnVP ... = ⇒ V TRn P ..= resulta: ∫ ∫ ==⋅= f i f i V V V V i f V V TRn V dV TRndV V TRn W ln...... .. Considerando la ley de Boyle-Mariotte, el trabajo también se puede expresar así: f i P P TRnW ln...= Este trabajo es igual al área encerrada bajo la curva P-V, de la figura anterior. Si el gas se expande isotérmicamente, Vf>Vi o Pi>Pf, y el trabajo efectuado por el gas es posit ivo, como era de esperar. Según la ley de Joule, para gases ideales, U=U(T) y H=H(T). Al ser T=cte enton- ces U=H=cte, por lo que ∆U=∆H=O. Según el primer principio resulta Q=W es decir, todo el calor suministrado a temperatura constante se invierte en realizar un trabajo de expansión por parte del gas. 3.2. Transformaciones Isobáricas. Calor, Trabajo, Energía Interna. Un proceso isobárico es aquel que transcurre a presión constante. La representa- ción gráfica del proceso en un diagrama P-V conduce a una línea recta paralela al eje de volúmenes llamada isóbara. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 11/21 El trabajo, a P=cte, es: W = P.∆V y corresponde al área encerrada bajo la isóbara y entre las dos ordenadas de Vi y Vf, de la figura 10. Por otro lado, hemos demos- trado ya que Qp=∆H, y teniendo en cuenta la definición de cp tenemos: TcnHQ pp ∆=∆= .. Por último, según el primer principio y consideran- do n moles de un gas ideal, tendremos: FIG.10 ( ) TRCnTRnTcnVPQU ppp ∆−=∆−∆=∆−=∆ ...... que según la relación de Mayer: TcnU v ∆=∆ .. 3.3. Transformaciones isócoras. Calor, Trabajo, Energía Interna. Un proceso isócoro es el que transcurre a volumen constante. La representación gráfica del proceso en un diagrama P-V resulta una línea recta paralela al eje de presio- nes en la abscisa del volumen constante, como se indica en la figura 11. Evidentemente, el trabajo en la transformación isóco- ra es nulo ya que ∆V=0, y por la primera ley de Termodi- námica y la definición de cv tenemos: TcnQU vv ∆==∆ .. Por otra parte, tomando incrementos y considerando que el proceso es a volumen constante, de la definición de entalpía llegamos a la siguiente expresión: FIG.11 VPUH .+= ⇒ VPUH ..∆+∆=∆ y para n moles de un gas ideal: ( ) TRcnTRnTcnTRnUH vv ∆+=∆+∆=∆+∆=∆ ...... 3.4. Transformaciones adiabáticas. Calor. Trabajo. Energía Interna. Un proceso adiabático es aquel en el que Q=0. Según la primera ley de la Termo- dinámica y la definición de cv tendremos: TcnWU v ∆=−=∆ .. (a) Por otro lado, tenemos: TcnH p ∆=∆ .. (b) Es posible lograr un proceso adiabático aislando térmicamente el sistema respecto de sus alrededores, o bien, realizando el proceso con gran rapidez. Según (a), si un gas se expande adiabáticamente, W es positivo y por tanto ∆U y ∆T son negativos, con lo cual el gas se enfría. Recíprocamente, si el gas se comprime adiabáticamente, W es ne- gativo y por tanto ∆U y ∆T son positivos, con lo cual el gas se calienta. La expresión (a) en términos diferenciales y para un mol de un gas ideal, queda: dTcdUdVPW v .. −=−==δ (c) Por otro lado, considerando la definición de entalpía, la expresión (b) queda: dPVdVPdUdTcdH p ... ++== y según (c) dU=-P.dV resultará para la expresión anterior: dTcdPVdPVdVPdVPdH p ..... ==++−= (d) Si dividimos las ecuaciones (d) y (c) tendremos: www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 12/21 dTc dTc dVP dPV v p . . . . = − ⇒ dV dP P V c c v p ⋅−= Al cociente vp cc se denomina coeficiente adiabático, y se denota con el símbolo γ por lo que resulta: dV dP P V ⋅−=γ Separando variables e integrando: ∫ ∫−=f i f i V V P P P dP V dVγ ⇒ f i i f i f P P P P V V lnlnln. =−=γ f i i f P P V V lnln = γ ⇒ f i i f P P V V = γ ⇒ γγ iiff VPVP = ⇒ cteVP = γ. Por tratarse de un gas ideal: P=nRT/V; entonces: cteV V TRn =γ.. ⇒ ' . cte Rn cte V V T == γ ⇒ '. 1 cteVT =−γ Análogamente, la función adiabática en función de P y T, resulta: P TRn V ..= à γ γ = P TRnV .. sustituyendo en cteVP =γ. tendremos ( ) cteT P P Rn P TRn P == γγ γ γ γγγ . ⇒ ( ) ". 1 cte Rn cte PT ==− γ γγ La gráfica P-V para un proceso adiabático conduce a una curva, de mayor pendiente, en valor absoluto, que la isoterma, como se muestra en la fig.12. Para un punto dado, las curvas isotermas y adiabática que se cortan en él, son tales que la pendiente de la primera es inferior (en valor absoluto) que la de la adiabática. Observemos que al pasar adiabáticamente desde i con temperatura T2 hasta f con temperatura inferior T1 el sistema se enfría y simultáneamente se expansiona, como era de esperar. FIG.12 Los procesos descritos son muy importantes por sus enormes aplicaciones en In- geniería, especialmente en la construcción de máquinas térmicas, tanto de combustión externa como interna, donde en ambos casos se aprovecha la fase de expansión de un gas caliente para obtener trabajo mecánico en dicho proceso. 4. MAQUINAS TERMICAS 4.1. Clasificación: combustión externa e interna. Existe una importante diferencia entre calor y trabajo que no es evidente a partir de la primera ley de Termodinámica. Por ejemplo, es posible convertir por completo un trabajo en calor, pero en la práctica, es imposible convertir por completo calor en tra- bajo, sin modificar el entorno. Este es uno de los enunciados del Segundo Principio de la Termodinámica. Desde el punto de vista de la ingeniería, tal vez la aplicación más importante es el rendimiento limitado de las máquinas térmicas. Una máquina térmica es un dispositivo mecánico que funcionando en un proceso cíclico, transforma calor en trabajo modificando el entorno. Este calor procede general- www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 13/21 mente, de una reacción química (combustión), que puede realizarse fuera de la máquina o en su interior. En el primer caso tenemos los motores de combustión externa y en el segundo caso tenemos los motores de combustión interna.En los motores de combustión externa, como la máquina de vapor, la sustancia de trabajo que recorre el proceso cíclico es el agua, y en los de combustión interna, como el motor de gasolina y el motor Diesel, la sustancia de trabajo en una mezcla de aire y combustible comprimido. El esquema de una máquina térmica es el repre- sentado en la fig.13. La máquina extrae cierta cantidad de calor Qc de la fuente caliente, a temperatura Tc, reali- za un trabajo mecánico W y expulsa cierta cantidad de calor Qf a otra fuente, a temperatura inferior Tf. Como es un dispositivo de funcionamiento cíclico ∆U=0, por la primera ley de la termodinámica: fc QQW −= o sea, el trabajo neto, W, realizado por la máquina es igual al calor neto que fluye hacia la misma. Hay que considerar a Qc y Qf como positivos. FIG. 13 El rendimiento térmico, e, de la máquina viene definido por: c f c fc c Q Q Q QQ Q W e −= − == 1 Se puede observar que el rendimiento de cualquier máquina es siempre menor que 1, es decir siempre menor del 100%. 4.2. Ciclo de Carnot. Rendimiento energético. El Ciclo de Carnot es un ciclo de trabajo ideal. Cualquier máquina térmica que opere en este ciclo ideal será la más eficiente posible (máquina de Carnot) y el trabajo neto realizado será el máximo posible para una cantidad determinada de calor suminis- trada. La sustancia de trabajo es un gas ideal contenido en un cilindro con un émbolo móvil. El diagrama P-V del ciclo de Carnot consta de dos procesos adiabáticos y dos procesos isotérmicos, que se describen a continuación: A→B: El gas ideal absorbe el calor Qc desde un foco caliente y se expansiona isotérmicamente a la temperatura Tc realizando un trabajo WAB. Según la primera ley de ter- modinámica, tendremos: ∆U=0 (Ley de Joule) y: == A B cABc V V TRnWQ ln... FIG. 14 B→C: El gas se expande adiabáticamente enfriándose (desde Tc hasta Tf) y reali- zando un trabajo WBC: 0=Q BCWU −=∆ C→D: El gas ideal expulsa el calor Qf hacia un foco frió y se comprime isotérmi- camente a la temperatura Tf realizándose un trabajo dado por WCD: 0=∆U y == D C fCDf V V TRnWQ ln.. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 14/21 D→A: El gas ideal se comprime adiabáticamente calentándose, siendo el trabajo realizado WDA. 0=Q DAWU −=∆ El trabajo neto es la suma de todos los trabajos anteriores y resulta ser igual al área encerrada por la trayectoria cerrada ABCDA El rendimiento, e, será: ( ) ( ) =−=−= ABc DCf c f VVTRn VVTRn Q Q e ln.. ln.. 11 ( ) ( ) =− ABc DCf VVT VVT ln ln 1 Para los dos procesos adiabáticos tenemos: cteVT =−1. γ por tanto: 11 11 .. .. −− −− = = γγ γγ DfAc CfBc VTVT VTVT ADproceso CBproceso →⋅ →⋅ : : si dividimos ambas ecuaciones: 11 −− = γγ D C A B V V V V o sea D C A B V V V V = y el rendimiento quedará: c f T T e −= 1 Como consecuencia, se ve que todas las máquinas de Carnot que funcionan entre las mismas dos temperaturas, tienen el mismo rendimiento y siempre superior al de cualquier máquina real. El rendimiento sólo puede ser 1 (100%) si Tf=0 K, y al no ser posible alcanzar esta temperatura, el rendimiento máximo de cualquier máquina térmica ideal o real será siempre menor que 1. 4.3. Máquinas de vapor. 4.3.1. Esquema y Funcionamiento. El esquema básico de una máquina de vapor, de combustión externa es: El agua de la caldera recibe calor, Qt, y se vaporiza. Este vapor es dirigido hacia el émbolo de un cilindro, en la máquina, realizando un trabajo, W, que origina adia- báticamente una caída de temperatura y presión. El fluido, condensado en parte, pasa a un condensador donde se licúa el vapor restante, con lo que cede calor, Q2, al refrigerante. El líquido condensado se in- troduce de nuevo en la caldera por medio de una bomba, con lo que se completa el ciclo. La más antigua y principal aplicación de la máquina de vapor tuvo lugar en el campo de la tracción ferroviaria mediante la construcción de locomotoras cada vez más grandes y potentes que se alimentaban de carbón. Su empleo se vio favorecido por la falta de otros sistemas que le pudieran emular, ya que su especial característica mecáni- ca consistía en proporcionar grandes fuerzas, casi siempre superiores a las producidas entre ruedas y rieles. También se utilizaron en las máquinas de propulsión naval. La máquina vapor constituyó el emblema principal de la revolución industrial. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 15/21 4.3.2. Ciclo de Rankine. El funcionamiento de la máquina de vapor se puede visualizar en un diagrama P- V dando lugar al denominado ciclo de Rankine. El agua de la caldera (punto A) toma calor a presión constante elevando su temperatura hasta T1 (punto B). Sin variar de presión ni temperatura, se transforma en vapor seco (punto C). Éste se expan- siona adiabáticamente en la máquina produciendo un trabajo W hasta adquirir la temperatura del refri- gerante, T2 y condensándose en parte (punto D). La mezcla de vapor y agua se condensa totalmente a la temperatura T2 del refrigerante (punto E). El líquido es, finalmente comprimido adiabáticamente, com- pletándose el ciclo (punto A). 4.4. Motores de Combustión Interna. Consideremos a los gases que se queman y los que resultan de la combustión, co- mo si fueran gases ideales, por estar diluidos en un gran volumen de aire. Por las condiciones en que se realiza la combustión, existen dos tipos principales de motores de combustión interna: los motores de ignición por chispa o motores de ex- plosión donde la combustión provocada por una chispa eléctrica (de una bujía) es casi instantánea; tal es el caso del motor de gasolina y los motores de ignición por compre- sión o motores Diesel donde la combustión se realiza progresivamente a presión prácti- camente constante en virtud de la alta temperatura existente cuando se inyecta el com- bustible; tal es el caso de un motor Diesel de gas-oil. 4.4.1. Motor de explosión. Esquema y Funcionamiento. El motor de explosión más utilizado es el motor de cuatro tiempos, cuyo esquema se muestra en la fig.17. En una primera etapa de admisión, se introduce la mezcla de aire y gasolina por la válvula de admisión. En una segunda etapa de compresión se cierra la vá l- vula de admisión y la mezcla se comprime adiabáticamente (la vá l- vula de escape está cerrada). En este punto del proceso, una bujía produce una chispa eléctrica y enciende la mezcla produciéndose la combustión casi instantánea. Los gases de la combustión se expan- den y empujan al émbolo hacia abajo, en la fase de impulsión. Por último, durante la etapa de expulsión, se abre la válvula de escape y al subir el émbolo se expulsan los gases residuales de la combustión. FIG.17 El ciclo se repite, cuando se cierra la válvula de escape y se abre nuevamente la de ad- misión. 4.4.2. Ciclo de Otto. Cálculo de rendimiento. El funcionamiento de este motor de explosión se puede ver en un diagrama P-V para un gas ideal, originando el llamado ciclo de Otto. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 16/21 Las etapas del proceso son: 0→1 Admisión de los gases a presión atmos- férica (constante). 1→2 Compresión adiabática de la mezcla (combustible+aire). 2→3 Aumento de presión y temperatura a volumen constante como consecuencia de la chispa que produce la explosión. La combustión se cons i- derará instantánea y por ello, a volumen constante. 3→4: Expansión adiabática de los gases resultantes de la explosión, debido a la enorme presión que soportan. 4→1: Disminución de la presión y temperatura a volumen constante al abrirsela válvula de escape, hasta alcanzarse la presión exterior (presión atmosférica). 1→0: Expulsión de los gases al exterior, al abrirse la válvula de escape. El rendimiento e del ciclo de Otto es el siguiente: 23 41 23 4123 23 1 Q Q Q QQ Q W e −=−== Los procesos 2→3 y 4→1 son isócoros y por lo tanto: ( )2323 . TTcnUQ v −=∆= y ( )1441 . TTcnUQ v −=∆= y el rendimiento nos queda: ( ) ( ) 23 14 23 14 23 41 1 . . 11 TT TT TTcn TTcn Q Q e v v − −−= − −−=−= (#) por otro lado, los procesos 1→2 y 3→4 son adiabáticos: cteVT =γ. es decir: 1 22 1 11 .. −− = γγ VTVT → 1 2 1 1 2 − = γ V V T T 1 44 1 33 .. −− = γγ VTVT → 1 3 4 4 3 − = γ V V T T como: V1=V4 y V3=V2 igualando las ecuaciones anteriores, tendremos: 4 3 1 2 T T T T = → 3 2 4 1 T T T T = → 3 2 4 1 11 T T T T −=− → 3 23 4 14 T TT T TT −=− 2 1 3 4 23 14 T T T T TT TT == − − y sustituyendo en la expresión del rendimiento (#): 2 1 3 4 23 14 111 T T T T TT TT e −=−= − −−= y en función de los volúmenes, tendremos: 1 2 1 1 1 2 2 1 1111 − − −= −=−= γ γ V VV V T T e en donde V1/V2 se denomina grado de compresión de la mezcla. Cuanto mayor sea este grado de compresión, tanto mayor será el rendimiento del ciclo. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 17/21 4.4.3. Motor Diesel. Descripción y Funcionamiento. Un motor Diesel funciona también según un ciclo en cuatro tiempos, muy seme- jantes a los del motor de explosión. En él, la admisión se hace únicamente de aire (y no de aire más gasolina, como en el motor de explosión). Cuando se ha completado la compresión del aire, se introduce el combustible mediante un inyector de alta presión que lo inyecta finamente pulverizado, el cual sufre combustión instantánea dada la ele- vada temperatura de la cámara por la fuerte compresión anterior del aire. Así, la explo- sión se sustituye por una combustión progresiva y muy rápida, a presión constante. Tras la expansión del émbolo, los gases residuales son expulsados y se inicia la admisión de nuevo aire, comenzando de nuevo el ciclo. 4.4.4. Ciclo Diesel. Rendimiento. El ciclo Diesel es el que desarrolla un motor Diesel y para una gas ideal, en un gráfico P-V, queda así: 0→1: Admisión de aire puro por la válvula de ad- misión, a presión atmosférica. 1→2: Compresión adiabática del aire con una fuerte elevación de la temperatura. 2→3: Debido a la alta temperatura, el combustible inyectado se inflama espontáneamente a presión cons- tante. 3→4: Cesada la entrada de combustible, el gas se expansiona adiabáticamente como consecuencia de la elevada presión. 4→1: Disminución de la presión y la temperatura a volumen constante al abrirse la válvula de escape. 1→0: Expulsión de los gases de la combustión. El rendimiento, e, del ciclo de Diesel será: 23 41 23 4123 23 1 Q Q Q QQ Q W e −=−== El proceso 2→3 es isobárico: ( )2323 . TTcnHQ p −=∆= El proceso 4→1 es isócoro: ( )1441 . TTcnUQ v −=∆= El rendimiento nos queda: ( ) ( ) ( ) ( )23 14 23 14 23 41 1 . . 11 TT TT TTcn TTcn Q Q e p v − − −= − − −=−= γ que se puede poner así: − − −= − − −= 1 1 1 1 1 2 3 1 4 2 1 2 23 2 1 14 1 T T T T T T T TT T T TT T e γγ (*) Por otro lado, los procesos 1→2 y 3→4 son adiabáticos y se cumplirá: (a) 1 1 2 2 1 − = γ V V T T y 1 4 3 3 4 − = γ V V T T y como V1=V4 resultará: 1 1 3 3 4 − = γ V V T T y combinándolas entre sí, la primera y la ultima de estas ecuaciones, resulta 1 2 3 1 12 13 21 34 −− = = γγ V V VV VV TT TT → 1 2 3 31 24 . . − = γ V V TT TT www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 18/21 o sea: 1 2 3 2 3 1 4 − ⋅= γ V V T T T T (b) por otro lado, el proceso 2→3 es isobárico, o sea: V/T=cte: 2 3 2 3 V V T T = y combinándola con la anterior resulta: γγ = = − 2 3 1 2 3 2 3 1 4 V V V V V V T T (c) y sustituyendo (a), (b) y (c) en la expresión (*) del rendimiento resulta: − − ⋅ −= − − ⋅ ⋅−= − − 1 1 1 1 1 1 1 1 2 3 2 3 1 2 1 2 3 2 3 1 1 2 V V V V V V V V V V V V e γ γ γ γ γ γ en donde V1/V2 sigue siendo el grado de compresión y V3/V2 se denomina relación de combustión. Esta expresión del rendimiento difiere de la correspondiente al ciclo de Otto en el factor encerrado en el corchete, factor que es siempre mayor que la unidad por ser V3/V2 »1. Por tanto, para un determinado grado de compresión, el ciclo de Otto es siempre de mayor rendimiento que el ciclo de Diesel. 5. APLICACIONES A LA TERMOQUÍMICA El Primer Principio de la Termodinámica tiene también un amplio campo de apli- caciones en la Termoquímica. Ésta es la parte de la Química donde se estudian los cam- bios de energía que acompañan a las reacciones químicas. Dicha variación energética se puede manifestar en todas sus formas, como luz, electricidad, calor, etc., siendo ésta última, el calor, la más general y la que vamos a tratar en este apartado. 5.1. Calor de reacción de una reacción química. Se ha visto anteriormente que el calor de una reacción química que transcurre a volumen constante (recinto cerrado y que viene expresado por Qv es igual a la variación de la energía interna del sistema: UQv ∆= y que el calor de la reacción química que transcurre en un sistema abierto a la presión atmosférica (presión constante), y que viene expresado por Qp es igual a la variación de la entalpía del sistema: HQp ∆= 5.2. Entalpías de reacción. La mayoría de las reacciones químicas se producen en sistemas abiertos a la at- mósfera y por consiguiente pueden ser considerados como procesos termodinámicas a presión constante (supondremos que la presión atmosférica no varía durante la reac- ción). Los calores puestos en juego en estos procesos son calores a presión constante y por consiguiente equivalentes a las variaciones de entalpía del sistema. Hablaremos por tanto de Entalpías de reacción: HQp ∆= www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 19/21 Las entalpías de reacción tomaran el nombre del tipo de reacción a que está refe- rido, así, por ejemplo, hablaremos de entalpías de combustión, entalpías de formación, entalpías de descomposición, etc. 5.3. Ley de Hess. La Ley de Hess es una consecuencia de que la entalpía H y la energía interna U son funciones de estado, es decir, funciones que determinan el estado de un sistema, sistema que se encuentra unas coordenadas termodinámicas de presión, volumen y tem- peratura. Ha sido definido anteriormente y viene a decir: Cuando una reacción química se puede expresar por medio de una ecuación química que equivale a la suma algebrai- ca de dos o más ecuaciones químicas, el calor de reacción a volumen constante (∆U) o a presión constante (∆H) correspondiente a la reacción global es igual a la suma alge- braica de los calores de reacción de las reacciones parciales correspondientes. Lo ilustraremos con un ejemplo práctico: Deseamos hallar el calor de reacción a presión constante (∆H) de la siguiente reacción química: Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) ∆H=? si tenemos estas otras dos ecuaciones químicas: Sn (s) + Cl2(g) → SnCl2 (s) ∆H=−349’9 kJ SnCl2 (s) + Cl2 (g) → SnCl4 (l) ∆H=−195’4 kJ Podemos obtener la reacción global sumando estas otras dos y por consiguiente obtener la entalpía de la reacción global como suma de las otras dos, resultando: ∆H=∆H1+∆H2= -349'9 kJ -195'4 kJ = -545'3 kJ Si una ecuación química se escribe en sentido inverso corresponderá a un proceso químico inverso al anterior y tendrá una entalpía de reacción igual y cambiada de signo. Es necesario especificar la presión y la temperatura a la que se opera. 5.4. Calores de formación. Estados Normales. La ley de Hess permite calcular ∆H en reacciones difíciles de realizar en la prácti- ca, a partir de otras reacciones componentes. Como ejemplo de aplicación podemos citar el cálculo de los calores de formación de compuestos orgánicos a partir de medidas de calores de combustión, que son más fáciles de determinar. El calor de formación de un compuesto es la variación de entalpía que experi- menta un sistema en el que se forma un mol de la sustancia a partir de los elementos que la integran en sus estados normales. Tanto éstos, como el compuesto formado, deben encontrarse en la forma más estable, generalmente a 298 K (25ºC) de temperatura y a 1 atm. de presión, o sea, lo que llamamos condiciones standard. En tales condiciones la variación de entalpía se simboliza así: ofH )298(∆ De la propia definición se deduce que los calores de formación de los elementos, en sus formas más estables, son nulos (cero). Por ejemplo, los del O2(g) , del C(grafito), Na (s), Br2 (l), etc. La aplicación más importante de los calores de formación es el cál- culo de calores de reacción. Así, por ejemplo, el calor de la reacción: NaOH (s) + HCl (g) → NaCl (s) + H2O (l) A 25ºC, se puede calcular a partir de los siguientes calores de formación standard: www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 20/21 Na (s) + 2 1 O2 (g) + 2 1 H2 (g) → NaOH (s) )()298(1 NaOHHH o f∆=∆ 2 1 H2 (g) + 2 1 Cl2 (g) → HCl (g) )()298(2 HClHH o f∆=∆ Na (s) + 2 1 Cl2 (g) → NaCl (s) )()298(3 NaClHH o f∆=∆ H2 (g) + 2 1 O2 (g) → H2O (l) )( 2)298(4 OHHH o f∆=∆ Para aplicar la Ley de Hess y obtener la ecuación química inicial hemos de sumar la tercera y la cuarta y restarle la primera y la segunda, resultando para la entalpía de esta reacción lo siguiente: ∆H=-∆H1 -∆H2 + ∆H3 +∆H4 Se puede generalizar el resultado diciendo que el calor de una reacción química es igual a la suma de todos los calores de formación de los productos obtenidos menos la suma de todos los calores de formación de los productos iniciales: ∑ ∑ ∆−∆=∆ oductos activos o f o f HHH Pr Re BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA José Antonio IBAÑEZ MENGUAL y Manuel R.ORTEGA GIRÓN. Lecciones de Física. Termología 1 y 2. Departamento de Física Aplicada. Universidad de Córdoba. 1989. CORDOBA. Joaquín CATALA DE ALEMANY. Física General. SABER. Entidad Española de Librería. VALENCIA. Santiago BURBANO DE ERCILLA, Enrique BURBANO GARCÍA y Carlos GARCÍA MUÑOZ. Física General. XXXI Edición. Mira Editores. ZARAGOZA. Raymond A.SERWAY. Física. Nueva Editorial Interamericana. MEJICO. Jesús RUIZ VÁZQUEZ. Física. Editorial Selecciones Científicas. MADRID.1975 Walter KAUZMANN. Termodinámica y Estadística.1967. Editorial Reverté. BARCELONA. Francis W.SEARS. Introducción a la Termodinámica, Teoría Cinética de los Ga- ses y Mecánica Estadística. Editorial Reverté. 1959. BARCELONA. José AGUILAR PERIS. Termodinámica y Mecánica Estadística. Saber. Entidad Española de Librería. 1965. VALENCIA. www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química © Antonio Abrisqueta Garcia, 1999 Temario Específico – Tema 16 21/21 Tratamiento Didáctico ---------------------------------------------------------------------------------------------------------- OBJETIVOS Introducir al alumno en el estudio elemental de la Termodinámica como ciencia ex- perimental que regula las relaciones de calor, trabajo y energía en los fenómenos de la naturaleza y sus aplicaciones a la tecnología. Extender el principio de conservación de la energía a los fenómenos termodinámicos, lo que genera el Primer Principio de la Termodinámica Mostrar las grandes aplicaciones de la termodinámica, materializadas en la construc- ción y funcionamiento de las máquinas térmicas. UBICACIÓN En la E.S., sólo se puede explicar el tema dentro de los cursos de bachillerato, ini- ciando en primer curso los principio de la termodinámica y desarrollando el tema con mayor rigor en el segundo curso. No obstante, un tema como este no está ubicado en los actuales currículos de la E.S. TEMPORALIZACIÓN Puede desarrollarse el tema completo en un periodo de 10 horas, para explicar todos sus apartados y debe completarse con 2 horas para la resolución de problemas numéri- cos relacionados con las transformaciones termodinámicas. METODOLOGÍA Exposición activa y de participación de la clase en el desarrollo de la primera ley de la termodinámica, sus bases experimentales y sus aplicaciones tecnológicas. Deben ilustrarse las explicaciones con la idealización de experimentos teóricos ima- ginados por el profesor y los alumnos deben realizar su análisis y obtener conclusiones. Resolución de problemas numéricos sobre todos los apartados del tema, utilizando en lo posible las unidades del sistema internacional. CONTENIDOS MÍNIMOS Concepto de equilibrio térmico. Temperatura. Principio cero. Concepto de Energía Interna. Primer principio de la termodinámica. Trabajo de expansión. Ley de Joule. Energía Interna del gas ideal. Transformaciones termodinámicas: Isotérmicas, Isobáricas, Isócoras y Adiabáticas. Principales máquinas térmicas. Rendimiento de una máquina. MATERIALES Y RECURSOS DIDÁCTICOS Libro de Texto complementado con apuntes de clase. Equipo de termodinámica de gases para prácticas sencillas de termodinámica. Hojas de problemas sobre transformaciones termodinámicas diversas, ciclos termo- dinámicos y rendimientos de las máquinas. Transparencias para retroproyector sobre funcionamiento de las máquinas térmicas como la de vapor, los motores de dos y cuatro tiempos, motores Diesel, etc. Vídeos sobre el funcionamiento de las máquinas térmicas y los efectos y consecuen- cias del primer principio de termodinámica. (Colección de El Universo Mecánico). EVALUACIÓN Pruebas objetivas escritas de carácter teórico relacionadas con el tema, valorando comprensión, memorización y aplicación de estos conceptos a situaciones reales. Pruebas escritas con problemas numéricos exigiendo resolución completa con utili- zación de máquinas calculadoras. Valoración de las prácticas realizadas en el aula o en el laboratorio. Pruebas de opción múltiple con preguntas de varias respuestas (3 falsas y 1 cierta) que obligue al alumno al razonamiento de las situaciones planteadas.
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