PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODICA

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PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA 
➢ INTRODUCCIÓN 
La termodinámica es una de las disciplinas centrales en el campo de la física, de 
la química, de las ciencias biológicas y de la ingeniería. El estudio termodinámico 
de los sistemas materiales fundamenta y apoya el desarrollo de la fisicoquímica. 
➢ OBJETIVOS GENERALES 
• Expresar los cambios de energía en términos de magnitudes macroscópicas 
cuando un sistema material experimenta transformaciones químicas y/o 
físicas 
• Establecer criterios de espontaneidad, 
• Establecer la posición del equilibrio 
Hay dos tipos de análisis que sobre los cuales se puede desarrollar este estudio. 
Uno de ellos se sustenta en el análisis de los sistemas a nivel macroscópico y el 
segundo a nivel microscópico. Los objetivos son los mismos pero la metodología 
cambia por el tipo de análisis que se aplica: 
Macroscópico: Este tipo de enfoque se caracteriza en términos generales 
porque 
• No se establecen hipótesis previas sobre la naturaleza de la materia; 
• Se requiere un número reducido de variables para describir los sistemas, 
las cuales son accesibles a la medida directa y a nuestros sentidos. Entre 
ellas se incluyen la presión, la temperatura, el volumen y la masa, 
principalmente. 
Microscópico: Este enfoque es básico para el desarrollo de la termodinámica 
estadística. 
Para este tipo de estudio se requiere información molecular; debe trabajarse con 
un número grande de partículas, por lo que se hace necesario especificar un 
número mayor de magnitudes. Las magnitudes no siempre son accesibles a 
nuestros sentidos o pueden medirse. 
➢ DEFINICIONES BÁSICAS 
Para desarrollar en forma sistemática las ideas centrales de la termodinámica es 
necesario introducir un conjunto de nociones básicas que constituirán la base del 
lenguaje a emplear en estos capítulos. 
➢ SISTEMAS, ENTORNOS Y UNIVERSO 
SISTEMA se describe la región del universo que es el objeto del estudio 
termodinámico. El estado del sistema estará caracterizado por las variables de 
temperatura, presión, volumen, composición, etc. 
ENTORNO comprende a toda la región que externa al sistema y que se 
caracteriza solamente por su estado térmico (o temperatura). 
EL UNIVERSO comprende tanto al sistema como al entorno. 
➢ CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS 
• ABIERTOS: en estos sistemas existe un flujo de energía y materia con su 
entorno. 
• CERRADOS: son aquellos que no intercambian materia con su entorno. 
Pueden intercambiar energía bajo la forma de calor y/o trabajo. 
• AISLADOS: son aquellos donde el sistema no intercambia ninguna forma 
de energía ni tampoco materia con su entorno. Un sistema aislado es 
rígido desde el punto de vista mecánico. 
➢ CARACTERÍSTICAS DE LOS SISTEMAS 
Los sistemas en estudio pueden pertenecer a alguna de las siguientes 
características 
• HOMOGÉNEOS: En este tipo de sistema, las propiedades intensivas son 
las mismas en todas sus direcciones. 
• HETEROGÉNEOS: Este tipo de sistema está constituido por porciones 
homogéneas, separadas entre sí por interfaces cuya naturaleza, 
dimensiones y propiedades dependerá de la relación superficie a 
volumen. 
➢ TIPOS DE PROCESOS 
Un sistema experimenta un proceso o transformación termodinámica, si alguna 
de las variables macroscópicas que se emplean para describir el estado de 
equilibrio del sistema (P, T, x, V) sufre alguna modificación. Los procesos 
pueden clasificarse como: 
• PROCESOS ESPONTÁNEOS (IRREVERSIBLES) 
Son aquellos procesos que ocurren en la naturaleza. En este tipo de 
proceso el sistema evoluciona a alguna condición de equilibrio compatible 
con las restricciones a las que está sometido el sistema. Ejemplos de 
procesos irreversibles son todas las reacciones químicas que ocurren en 
un balón, matraz, reactor, o en procesos de difusión de gases, líquidos, 
mezclas de sustancias. 
• PROCESOS ARTIFICIALES 
Son aquellos procesos que alejan al sistema del equilibrio. No se 
observan en la naturaleza. 
La destilación fraccionada permite separar las sustancias y el sistema 
puede retornar a las condiciones de partida. 
• PROCESOS REVERSIBLES 
Son aquellos procesos que tienen lugar de tal forma que al finalizar el 
mismo, tanto el sistema como su entorno pueden ser reintegrados a sus 
estados iniciales sin ocasionar ningún cambio permanente en el resto del 
universo. En este tipo de proceso, el sistema evoluciona a través de una 
sucesión de estados de equilibrio. 
Los procesos reversibles constituyen el límite entre los procesos 
espontáneos y los artificiales. Tampoco son procesos que se observarán 
en la naturaleza, pero son de utilidad para evaluar cambios en las 
funciones termodinámicas. 
 
➢ CONDICIONES DEL EQUILIBRIO TERMODINÁMICO: 
Estas condiciones exigen que el sistema que experimente un proceso reversible 
deba evolucionar de manera tal que no existan gradientes de temperatura, 
presión, concentración u otra propiedad intensiva en el sistema. Esto significa 
que se deben cumplir al menos las siguientes condiciones: 
EQUILIBRIO TÉRMICO. Durante la transformación el estado térmico (medido 
por la temperatura) debe ser la misma en todas las partes del sistema y, si existe 
contacto térmico con el exterior, éste debe ser el mismo. 
EQUILIBRIO MECÁNICO: En general, un sistema en equilibrio mecánico no 
experimenta cambios espontáneos, como podría ocurrir si hay una reacción 
química, procesos de difusión, cambios bruscos de presión donde la presión del 
sistema difiere de la del entorno 
EQUILIBRIO DE FASES: Las propiedades intensivas dentro de cada fase debe 
ser la misma, incluyendo su estado térmico. 
EQUILIBRIO QUÍMICO: No deben existir gradientes de concentración o 
reacciones químicas espontáneas. 
 
ESTADO TERMODINAMICO: Cuando un sistema queda definido a través de 
sus propiedades, es decir tienen un valor numérico. 
CAMBIO DE ESTADO: Es una variación en una o más de las propiedades de 
un sistema. 
TRAYECTORIA: Camino seguido por el cambio de estado puede ser reversible, 
irreversible, isocórico, isobárico, isotérmico, cíclicos y adiabático. 
 
➢ PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA 
El primer principio de la termodinámica se refiere a la conservación de la energía 
en los procesos termodinámicos. Se puede enunciar afirmando que la energía 
de un sistema aislado es constante, independientemente del proceso que tenga 
lugar en su seno. 
Sin embargo, cuando el sistema puede acoplarse térmicamente y/o 
mecánicamente con su entorno, se establece un intercambio de energía desde 
o hacia el entorno. Este intercambio de energía está asociado con el calor y el 
trabajo. 
 
ENERGÍA: esta magnitud está asociada con la capacidad de un sistema material 
para realizar trabajos. Cuando un sistema experimenta una variación de su 
energía interna U, ésta debe ser exactamente igual a la que recibe a través de 
sus límites. La energía interna es la resultante de la contribución de las energías 
de movimiento y la energía potencial de las moléculas que constituyen el 
sistema. 
Se trata de una función de estado, ya que sólo depende de las condiciones a las 
que se encuentra sometido el sistema. 
 
TRABAJO (W): es la medida de la interacción entre el sistema y el entorno cuyo 
efecto externo permite modificar la altura de un peso. Se ejecuta trabajo cuando 
se mueve un objeto contra una fuerza que se opone al movimiento. No es una 
función de estado, ya que su valor depende de la forma el que sistema 
evoluciones durante una transformación. 
 
CALOR (Q): energía que se transfiere a través de los límites de un sistema 
cuando existe una diferencia de temperatura entre éste y el entorno; El calor 
puede verse como la energía distinta de los posibles trabajos que ingresa al 
sistema durante una transformación. 
La energía interna es una propiedad asociada al estado del sistema, mientras 
que para q y w se observa: 
• Tanto el calor como el trabajo puedenobservarse solamente durante un 
proceso 
• Son formas de energía que pueden manifestarse a través de los límites 
del sistema. 
• No existen como formas de la energía en un sistema en equilibrio. 
 
En termodinámica se hace necesario establecer una convención para definir la 
dirección de la energía que se pone en juego bajo la forma de calor y de trabajo. 
Existen dos tipos de convenciones a considerar, la primera está relacionada con 
cuanta energía el sistema toma bajo la forma de calor y cuanto trabajo ejecuta 
sobre el entorno. En esta convención, el calor es positivo cuando ingresa al 
sistema y el w es positivo cuando lo ejecuta sobre el entorno. 
 
Si consideramos una cantidad de calor Q agregada al sistema, esta cantidad 
dará origen a un incremento de la energía interna del sistema y también 
efectuará cierto trabajo externo como consecuencia de dicha absorción calorífica 
lo que garantiza la condición de conservación de la energía y es la base 
experimental para enunciar el primer principio de la termodinámica. 
 ∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 
 Escriba aquí la ecuación. 
Se puede concluir que la energía interna depende del estado de un sistema 
• Cuando el volumen es constante ∆𝑈 = 𝑄 
• Cuando la temperatura es constante 𝑄 = 𝑊 
• Cuando la presión es constante se calcula variable por variable aplicando 
las fórmulas para ∆𝑈, 𝑄 𝑦 𝑊 conociendo que 𝑄 = ∆𝐻 
 
PROCESOS ISOTERMICOS ∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 
 
Pero como ∆𝑈 es función de la temperatura ya que ∆𝑈 = 𝑛𝐶𝑣∆𝑇 se hace CERO 
Y nos queda 𝑄 = 𝑊; sabemos por definición que 𝑊 = 𝑃∆𝑉 
De la ecuación de gases ideales 𝑃 =
𝑛𝑅𝑇
𝑉
 
Si reemplazamos en la fórmula de W pero para cambios infinitos tenemos: 
𝑊 = ∫
𝑛𝑅𝑇
𝑉
𝑑𝑉
𝑉2
𝑉1
 
 
Desarrollando la integral 𝑊 = 𝑛𝑅𝑇 𝑙𝑛
𝑉2
𝑉1
 o también 𝑊 = 𝑛𝑅𝑇𝑙𝑛
𝑃1
𝑃2
 
 
PROCESOS ISOCORICOS ∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 
 
Como el trabajo es función del volumen y si este es cte. Entonces W = 0 
Lo que nos da que ∆𝑈 = 𝑄, reemplazando la fórmula de ∆𝑈 
 
Nos queda que ∆𝑈 = 𝑄 = 𝑛𝐶𝑣(𝑇2 − 𝑇1) 
 
PROCESOS ISOBARICOS ∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 
Solo para este tipo de procesos 𝑄 = ∆𝐻 = 𝑛𝐶𝑝(𝑇2 − 𝑇1) 
Luego se calcula ∆𝑈 = 𝑄 = 𝑛𝐶𝑣(𝑇2 − 𝑇1) 
De tres variables conocemos dos la tercera el trabajo se calcula por diferencia.