sintesis de conceptos básicos de Termodinamica

La materia esta en los tres estados físicos; solido, líquido o gas:

En los sólidos, las posiciones alternativas (distancia y orientación) de los átomos o moléculas son fijas.

En los líquidos, las distancias entre las moléculas son fijas, pero su orientación relativa cambia continuamente.

En los gases, las distancias entre las moléculas, son más grandes que las dimensiones de las mismas.

Los gases son más fáciles de describir que los sólidos y que los líquidos debido a que las fuerzas entre las moléculas son muy débiles y se manifiestan en el momento en el que chocan.

Un gas contenido en un recipiente esta formado por 6.02 x 1023 moleculas en un mol de sustancia. Es por eso que su estudio es hacia sus magnitudes o cantidades físicas que se denominan macroscópicas. Que se refieren al sistema en su conjunto; volumen ocupado por la masa del gas, presión que ejerce el gas sobre las paredes del recipiente y su temperatura.
Estado de equilibrio; cuando las variables macroscópicas de un sistema; presión (P), volumen (V) y temperatura (T), no cambian. Esté es dinámico en el sentido de que los constituyentes del sistema se mueven continuamente.

El estado del sistema se representa por un punto en un diagrama P-V. Llevando al sistema desde un estado inicial a otro final a través de una sucesión de estados de equilibrio.

Ecuación de estado; es la relación que existe entre las variables P, V y T. la Ecuación de estado más sencilla es la de un gas ideal PV=nRT;
Donde:
n= numero de moles, R= constante de los gases (0.082 atm.Lt/mol. °k)= 8.3143 J/mol. °K

Energía interna; (U) de un sistema se denomina a las suma de las energías de todas sus partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética.
U depende de la temperatura.

Trabajo mecánico hecho por o sobre el sistema.
El contenido de un gas en un recipiente. Las moléculas del gas chocan contra las paredes, cambiando de dirección de su velocidad, o de su momento lineal. Se puede representar por una fuerza (F) que actúa sobre toda la superficie de la pared.
T= Fxd
dW=-Fdx = -PdV dV= el cambio del volumen del gas.

El signo (-) indica que si el sistema realiza un trabajo (W) (incrementa su volumen); su energía interna disminuye, pero si se realiza trabajo sobre el sistema (disminuye su volumen) su energía interna aumenta.

El Calor; Se denomina calor (Q) a la energía intercambiada entre un sistema y el medio que la rodea debido a los choques entre las moléculas del sistema y el exterior al mismo.
El flujo de calor; es una transferencia de energía que se lleva a cabo como consecuencia de las diferencias de temperatura.

La energía interna es la que tiene una sustancia debido a su temperatura, a escala microscópica la energía de sus moléculas.

Es absorbido el Q se considera (+); cuando fluye hacia el sistema, incrementa su (U).

Es liberado el Q se considera (-); cuando fluye desde el sistema, disminuye su (U).

Cuando una sustancia incremta su temperatura de TA a TB.

El calor absorbido (Q) se obtiene;
Q= masa (o núm. De moles n) x calor especifico x diferencia de temperatura TB – TA

Q=nC(TB – TA)

Cuando no hay intercambio de energía (en forma de calor) entre dos sistemas, decimos que están en equilibrio térmico.

Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de estar a la misma temperatura.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

La primera ley de la termodinámica establece que la energía total de un sistema, mas la de su entorno, permanece constante. A esta ley se le conoce también como “Ley de la conservación de la energía”, que significa que: La energía no se crea ni se destruye solo se transforma. Sin embargo, dentro de ese sistema total, la energía puede transformarse de una a otra forma; por ejemplo la energía eléctrica, energía radiante o energía mecánica.

La forma de energía mas usual es el calor (Q); puede afirmarse que casi todos los eventos físicos o químicos que ocurren en la naturaleza, absorben o desprenden calor al efectuarse, es decir, son procesos exotérmicos o endotérmicos. Imaginemos un sistema aislado, al cual se le administrara una determinada cantidad de calor, lo cual puede provocar un cambio en la energía interna del sistema o un trabajo que realiza el sistema. Cambio de energía= (calor absorbido)-(trabajo efectuado.
∆U= Q-W

Si se expendiera el gas la energía disminuye.

Calores especificos a presión constante Cp y a volumen constante Cv

En una transformación a volumen constante dU=dQ=ncvdT

En una transformación a presión constante dU=ncpdT-pdV

dU no depende del tipo de transformación, sino dele estado inicial y del estado final. Podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto con otros sistema a diferente temperatura.

Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la energía interna es cero. Sin embargo, durante el ciclo el sistema ha efectuado un trabajo, W=Q.

Si la transformación no es cíclica ∆U≠0.
Si no se realiza trabajo mecánico ∆U=Q
Si el sistema aislado térmicamente ∆U=-W
Si el sistema realiza trabajo, U disminuye
Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta
Si el sistema absorbe Q al ponerlo en contacto térmico con un foco a temperatura superior, U aumenta.
Si el sistema cede Q al ponerlo en contacto térmico con un foco a una temperatura inferior, U disminuye.

∆U=Q-W

Esta ecuación describe la conservación de la energía del sistema.


Transformaciones

La energía interna (U) del sistema depende únicamente del estado del sistema, en un gas ideal depende solamente de su temperatura. Mientras que la transferencia de calor o el trabajo mecánico dependen del tipo de transformación o camino seguido para ir del estado inicial al final.

Isocora o a volumen constante

Empleano la ecuación de estado de un gas ideal PV=nRT, se obtiene la relación entre los calores específicos a presión constante y a volumen constante.
CV= CP – R
Para un gas monoatómico: ------------ U= 3/2nRT CV= 3/2 R CP= 5/2 R
Para un gas diatómico: -----------------U=5/2nRT CV=5/2 R CP= 7/2 R

La variación de energía interna en un proceso AB es ∆U=nCV (TB-TA)
Se denomina índice adiabático de un gas ideal al cociente ᵞ= CP/CV

Isoterma o a temperatura constante
PV=nRT
La curva P=Cte. /V que representa la transformación de un diagrama P-V es una hipérbola cuyas asíntotas son los ejes coordenados.

Adiabática o aislada térmicamente, Q=0
La ecuación de está transformación adiabática se ha obtenido a partir de un modelo simple de gas ideal.

Ecuación de la transformación adiabática
Del primer principio dU=-pdV

Donde el exponente de V se denomina índice adiabático g del gas ideal
Si A y B son los estados inicial y final de una transformación adiabática se cumple que P es Cte.
Para calcular el trabajo es necesario efectuar una integración similar a la transformación isoterma.
Como podemos comprobar, el trabajo es igual a la variación de energía interna cambiada de signo
Si Q=0, entonces W=-DU=-ncV(TB-TA)

Fuente: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/termo/Termo.html,