INTEGRANTES: Yesika Tatiana Calderón Benavides

GRADO : 11-2

La termodinámica puede definirse como el tema de la Física queestudia los procesos en los que se transfiere energía como calor ycomo trabajo.

Sabemos que se efectúa trabajo cuando la energía se transfiere deun cuerpo a otro por medios mecánicos. El calor es una transferenciade energía de un cuerpo a un segundo cuerpo que está a menortemperatura. O sea, el calor es muy semejante al trabajo.

Primera Ley de la Termodinámica

Esta ley se expresa como:

Eint = Q - W

Cambio en la energía interna en el sistema = Calor agregado (Q) - Trabajo efectuado por el sistema (W)

Notar que el signo menos en el lado derecho de la ecuación se debe justamente a que W se define como el trabajo efectuado por el sistema.

Para entender esta ley, es útil imaginar un gas encerrado en un cilindro, una de cuyas tapas es un émbolo móvil y que mediante un mechero podemos agregarle calor. El cambio en la energía interna del gas estará dado por la diferencia entre el calor agregado y el trabajo que el gas hace al levantar el émbolo contra la presión atmosférica.

La primera ley nos dice que la energía se conserva. Sin embargo, podemosimaginar muchos procesos en que se conserve la energía, pero que realmenteno ocurren en la naturaleza. Si se acerca un objeto caliente a uno frío, el calorpasa del caliente al frío y nunca al revés. Si pensamos que puede ser al revés,se seguiría conservando la energía y se cumpliría la primera ley.

En la naturaleza hay procesos que suceden, pero cuyos procesos inversosno. Para explicar esta falta de reversibilidad se formuló la segunda ley de latermodinámica, que tiene dos enunciados equivalentes:

.

Ley Cero de la Termodinámica (de Equilibrio):

"Si dos objetos A y B están por separado en equilibrio térmico con un tercerobjeto C, entonces los objetos A y B están en equilibrio térmico entre sí".

Como consecuencia de esta ley se puede afirmar que dos objetos enequilibrio térmico entre sí están a la misma temperatura y que si tienentemperaturas diferentes, no se encuentran en equilibrio térmico entre sí.

Es el calor que entra desde el "mundo exterior" lo que impide que en los experimentos se alcancen temperaturas más bajas. El cero absoluto es la temperatura teórica más baja posible y se caracteriza por la total ausencia de calor. Es la temperatura a la cual cesa el movimiento de las partículas. El cero absoluto (0 K) corresponde aproximadamente a la temperatura de - 273,16ºC..

"La primera y la segunda ley de la termodinámica se pueden aplicar hasta el límite del cero absoluto, siempre y cuando en este límite las variaciones de entropía sean nulas para todo proceso reversible".

Tercera Ley de la Termodinámica.La tercera ley tiene varios enunciados equivalentes:

"No se puede llegar al cero absoluto mediante una serie finita deprocesos

La Tercera de las leyes de la termodinámica, propuesto por Walther Nernst, afirma que esimposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito deprocesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado seaproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La entropíade los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas iguales al ceroabsoluto.

Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólogeneralizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, peroinaplicables a nivel cuántico..Asimismo, cabe destacar que el primer principio, el de conservación de la energía, es lamás sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia..

LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA

El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del mismoen el cual las variables empíricas usadas para definir un estado del sistema (presión,volumen, campo eléctrico, polarización, magnetización, tensión lineal, tensiónsuperficial, entre otras) no son dependientes del tiempo. A dichas variablesempíricas (experimentales) de un sistema se les conoce como coordenadastermodinámicas del sistema.

A este principio se le llama del equilibrio termodinámico. Si dos sistemas A y Bestán en equilibrio termodinámico, y B está en equilibrio termodinámico con untercer sistema C, entonces A y C están a su vez en equilibrio termodinámico. Esteprincipio es fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue formuladoformalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí querecibe la posición 0.

El comportamiento de los gases dependen

TemperaturaPresión

Volumen

Es decir que si la temperatura aumenta el volumen tambiénaumenta, matemáticamente se expresa así:

V α TPara convertir la proporcionalidad en igualdad, incluimosuna constante de proporcionalidad:V = K T

Al despejar la K tendríamos:K = V/T

Por consiguiente , V1/T2 = V2 /T1

V1.T2 = V2. T1

Donde:

V = Volumen

T = Temperatura

P= Presión constante

Unidades:

V= Litros, ml, cm³

T= K

REPRESENTACIÓN GRAFICA

LEY DE BOYLE:Inversamente proporcional el volumen a la presión

Es decir, que a mayor presión menor volumen y viceversa,matemáticamente se expresaría así:

V α 1/P

Para transformar la proporcionalidad en igualdad se debe incluir unaconstante de proporcionalidad,

V = K 1 /PSi despejamos la K tendríamos:K = VP

Si la relación de VP es igual a una constante entonces podríamos decirqueV1 P1 = V2 P2

V1.P1 = V2.P2

Donde

V= Volumen

P= Presión

T= Constante

Unidades:

P= atm, g/cm², mm Hg (milímetros de mercurio)

V= Litros, ml, cm³

REPRESENTACIÓN GRÁFICA

APLICACIONES

A volumen constante , la presión de un gas es directamenteproporcional a la temperatura

LEY DE GAY LUSSAC: A volumen constante , la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura

Es decir que si la temperatura aumenta la presión tambiénaumenta, matemáticamente se expresa así:

P α TPara convertir la proporcionalidad en igualdad, incluimosuna constante de proporcionalidad:P = K T

Al despejar la K tendríamos:K = P/T

Por consiguiente , T1 . P2 = T2. . P1

T1. P2 = T2. P1

Donde

T = Temperatura

P= Presión

V= volumen constante

Unidades:

T= K

P= Atm, g/cm², mm Hg

REPRESENTACIÓN GRÁFICA

LEY DE DALTON. LEY DE LAS PRESIONESPARCIALES:

La presión total de una mezcla de gases es igual a lasuma de las presiones parciales ejercidas por cadauno de los gases en la mezcla.

Cada gas que participa en la mezcla ejerce unapresión que es independiente de la de los otrosgases presentes. Estas presiones se llaman presionesparciales.

Pt= P1+P2+P3

Así, si tenemos una mezcla de tres gases A,B,C que

ejercen presiones parciales de 3,5 atm 1.6 atm y 7.5

atm, respectivamente, la presión total será de 12.6 Atm.

A B C

3.5 Atm 1,6 Atm 7,5 Atm

Presión total = ?

12.6 Atm

A BC

Pt= P1+P2+P3

Pt = 3,5 atm + 1.6 atm + 7,5 atm = 12.6 atm

ECUACIÓN DE ESTADO –ECUACION DE LOS GASES

Si se combinan adecuadamente las leyes de Boyle yCharles con el principio de Avogadro, se llega a unaexpresión que relaciona simultáneamente elvolumen de determinada cantidad de un gas con lapresión y la temperatura del mismo. Esta ecuaciónrecibe el nombre de ecuación de estado o ley de losgases ideales :

PV = nRT

P .V = nRT Donde

R = la constante universal de los gases ideales y su valordepende de las unidades en que se expresen las diversascantidades.

V= Por convención, el volumen de un gas se expresa enlitros

n = El numero de moléculas -el valor de n en moles,

T = Temperatura en °K

P = la presión en atmósferas.

PROCESO ADIABÁTICO

Un proceso adiabático es aquel en que el sistema no pierde ni gana calor. La primera ley de Termodinámica con Q=0 muestra que todos los cambios en la energía interna están en forma de trabajo realizado. Esto pone una limitación al proceso del motor térmico que le lleva a la condición adiabática mostrada abajo. Esta condición se puede usar para derivar expresiones del trabajo realizado durante un proceso adiabático.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que

comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas.

Esto puede ser cuantificado usando la ley de los gases

ideales.

Es un proceso a volumen constante, en consecuencia.W = 0, y tendremos:

En un recipiente de paredes gruesas que contiene un gas determinado, al que se le suministra calor, observamos que la temperatura y presión interna se elevan, pero el volumen se mantiene igual.

En un proceso que se efectúa a volumen constante sin que haya ningún desplazamiento, el trabajo hecho por el sistema es cero.

Es decir, en un proceso isocórico no hay trabajo realizando por el sistema. Y no se adiciona calor al sistema que ocasione un incremento de su energía interna.

Es un proceso en el cual la temperatura permanece constante durante la operación. La energía interna de un gas es función de la temperatura exclusivamente.

Es un proceso a temperatura constante. En general, ninguna de las cantidades, Q y W son nulas.

Hay una excepción: la energía interna de un gas perfecto depende solamente de la temperatura. En consecuencia, para un gas perfecto , y Q = W

Se denomina gas perfecto a un gas que sigue sigue la ley pv = nRT, donde n es el número de moles, y R una constante.

Es un proceso a presión constante

Si la presión no cambia durante un proceso, se dice que éste es isobárico. Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en un recipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúa a presión atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura del agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay un cambio de fase de agua a vapor.

•En un proceso adiabático no se presenta el intercambio de calor con el exterior. Al

inflar un balón de futbol, por ejemplo, se realiza un proceso adiabático, pues no se cede

ni se recibe calor del balón ni del aire encerrado.

La temperatura del balón aumenta por que se ha realizado trabajo sobre el gas; la

presión aumenta y el volumen del aire encerrado en el sistema balón-bomba

disminuyen. La grafica que representa el proceso anteriormente descrito es:

V

Teoría cinética de los gases.Explica el comportamiento de los

gases utilizando un “modelo” teórico.

Suministra un modelo mecánico el

cual exhibe propiedades mecánicas

promedias , que están identificadas

con propiedades

macroscópicas, es decir que

impresionan nuestros

sentidos, tales como la presión.

La teoría cinética de los gases es una teoría física yquímica que explica el comportamiento y propiedadesmacroscópicas de los gases(Ley de los gases ideales), apartir de una descripción estadística de losprocesos moleculares microscópicos. La teoría cinéticase desarrolló con base en los estudios de físicoscomo Daniel Bernoulli en el siglo XVIII y LudwigBoltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.

Teoría cinética de los gases.

Principales teoremas de la teoría cinética Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero

individualmente se mueven en forma aleatoria, condiferentes velocidades cada una, pero con unavelocidad promedio que no cambia con el tiempo.

Las moléculas realizan choques

elásticos entre sí, por lo tanto

se conserva tanto el momento

lineal como la energía cinética de

las moléculas.

Principales teoremas de la teoría cinética Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto

durante el choque. Se considera que las fuerzaseléctricas o nucleares entre las moléculas son de cortoalcance, por lo tanto solo se consideran las fuerzasimpulsivas que surgen durante el choque.

El gas es considerado puro, es decir todas las moléculasson idénticas.

El gas se encuentra en equilibrio térmico con lasparedes del envase.

ENERGIA INTERNA En principio, la energía interna de un gas puede depender de su

temperatura y de su volumen (por ser dos variables independientes).Sin embargo, Joule descubrió que para un gas aproximadamente ideal,la energía interna no depende del volumen, sino solo de sutemperatura.

La experiencia de Joule consistió en medir la temperatura de un gas,someterlo a una expansión brusca en el vacío rompiendo un diafragma,y volver a medir la temperatura. Por no haber presión exterior el trabajoes nulo. Por ser una expansión brusca el proceso es prácticamenteadiabático y no hay calor transferido al sistema. Por tanto, la energíainterna del gas permanece constante

Cuando midió la temperatura final, Joule obtuvo que su valor eraprácticamente igual a la inicial. Puesto que la temperatura no cambia,pero el volumen sí, y resulta que la energía interna permanececonstante, se llega a la conclusión de que U no depende del volumen ysólo es función de la temperatura.