Termodinámica

Termodinámica conceptos básicos

Intercambiadores de calor    

Los intercambiadores de calor son uno de los equipos de mayor uso en la industria. Son básicos en las instalaciones de refrigeración, calefacción, aire acondicionado y de regulación de la temperatura, puesto que están presentes en todas las instalaciones más comunes y polivalentes. Es por esto por lo que, pese a que su funcionamiento es muy sencillo (se basa en la termodinámica y en el intercambio de calor entre dos fluidos), están presentes en una gran variedad de industrias, lo que ha provocado que exista un amplio abanico de intercambiadores con diferentes características.

FUNCIONAMIENTO DEL INTERCAMBIADOR DE CALOR

El llamado principio cero de la termodinámica es el que explica el funcionamiento del intercambiador de calor. Según este, cuando dos objetos (en nuestro caso, fluidos) a distinta temperatura entran en contacto, se produce una transferencia de calor entre ambos hasta que se llega al equilibrio térmico, es decir, hasta que sus temperaturas se igualan. Esto es perfectamente consecuente con la ley de la conservación de la energía, puesto que el flujo de calor también es una transferencia de energía y, por tanto, no es que el calor desaparezca, sino que fluye hacia el elemento con menor temperatura.

Los intercambiadores de calor (en su gran mayoría) fuerzan 3 transferencias de calor.

• Convectiva: el fluido caliente transmite su calor a la pared interna del tubo o de la placa.
• Conductiva: la que se produce a través de la propia placa o tubo.
• Convectiva: en este caso, el calor se transmite desde la parte externa del tubo o placa al fluido con menor temperatura.

De este modo, en estos aparatos el fluido a mayor temperatura va cediendo calor según va recorriendo el dispositivo. Esto implica que en cada momento el coeficiente de transferencia de calor por convección es diferente y, consecuentemente, también varía el coeficiente global de transmisión de calor. Para calcular el calor que se transmite o la temperatura final de los fluidos se aplica el método NUT. Al representar la curva de distribución de temperaturas en una gráfica, el eje X indica la longitud del intercambiador y el Y, la temperatura, siendo el resultado una curva logarítmica.

Dimensiones y unidades

Una dimensión es una variable física utilizada para especificar o describir el comportamiento o naturaleza de un sistema o partícula. Por ejemplo, la longitud de una tubería es una dimensión de la tubería, el espesor de una placa a través de la cual se transfiere calor es una dimensión de la misma.

La palabra dimensión se emplea refiriéndose a cualquier cantidad susceptible de medición; entre dichas cantidades se puede mencionar la longitud, el tiempo.

En un sistema de unidades las dimensiones se clasifican en primarias y secundarias. Las primarias son las que permiten establecer un sistema arbitrario de escalas de medición; las secundarias consisten en dimensiones que se pueden expresar en términos de las dimensiones de las cantidades primarias. Las dimensiones secundarias se obtienen de las primarias utilizando una ecuación que relacione cantidades físicas. Fuerza, masa, longitud y tiempo están relacionadas por la segunda ley de Newton la cual establece que la fuerza que actúa sobre un cuerpo es proporcional al producto de su masa por la aceleración en la dirección de la fuerza

donde g_c es una constante que relaciona las unidades de fuerza, masa, longitud y tiempo y que tiene un valor numérico y dimensiones dependiendo del sistema de unidades escogido.

En ingeniería existen varios sistemas de unidades. Los más comunes y mas utilizados son los siguientes:

Sistemas 

 Unidades de tiempo

 El tiempo es una magnitud que se expresa en el sistema sexagesimal, de modo que los pasajes de unidades no son tan simples como los vistos anteriormente y hay que tener en cuenta las relaciones ya conocidas: 1h = 60 min 1 min = 60 s Entonces 1 h = 3.600 s

 

- Unidades de velocidad

Una velocidad da la relación entre una distancia recorrida y el tiempo empleado en recorrerla. Para efectuar cambios de unidades dentro del sistema métrico, se deben hacer pasajes simultáneos en las unidades de distancia y tiempo, considerando para este último las siguientes relaciones: 1h = 3.600 s y 1s = Entonces, para pasar de km/h a m/s: Ejemplo: 72 = = 20 

Como regla práctica, se divide el valor numérico de la velocidad dado en km/h por 3,6 y se le coloca al resultado la unidad m/s Para pasar de m/s a km/h : Ejemplo: 25 = = 90 Como regla práctica, se multiplica el valor numérico de la velocidad dado en m/s por 3,6 y se le coloca al resultado la unidad km/h En meteorología es también muy utilizada como unidad de velocidad el Nudo (kt) que de define como una milla náutica por hora, de modo que guarda la siguiente relación con los km/h .

 Unidades de longitud 

La longitud (o bien la distancia) es una magnitud que se expresa en una dimensión, de acuerdo al siguiente esquema, tomando al metro como unidad principal: km – hm – dam – m – dm – cm – mm 3 Por lo tanto los cambios de unidad en el sistema métrico se harán “corriendo la coma” un solo lugar, hacia la derecha si se pasa de una unidad mayor a una menor. Ejemplo: 1,27 m = 127 cm O bien hacia la izquierda si se pasa de una unidad menor a otra mayor. Ejemplo: 1,27 m = 0,00127 km Como regla práctica se puede tomar que la “coma” se correrá un lugar por cada salto o cambio de unidad, en el sentido en que se cambia. 

 Unidades de superficie

La superficie es una magnitud de dos dimensiones y en el sistema métrico, tomando al metro cuadrado como unidad principal, el esquema es el que sigue: km2 – hm2 – dam2 – m 2 – dm2 – cm2 – mm2 En este caso, por cada cambio de unidad, la coma se corre dos posiciones decimales en el sentido en el que se cambia es decir, hacia la derecha si se pasa de una unidad mayor a una menor. Ejemplo: 3,4 hm2 = 34.000 m2 = 3,4 x 104 m2 O bien hacia la izquierda si se pasa de una unidad menor a otra mayor. Ejemplo: 1,35 m2 = 0,00000135 km2 = 1,35 x 10-6 km2.

Unidades de volumen

Análogamente, el volumen es una magnitud de tres dimensiones y en el sistema métrico, tomando al metro cúbico como unidad principal, el esquema es el que sigue: km3 – hm3 – dam3 – m 3 – dm3 – cm3 – mm3 Aquí, por cada cambio de unidad, la coma se corre tres posiciones decimales en el sentido en el que se cambia es decir, hacia la derecha si se pasa de una unidad mayor a una menor. Ejemplo: 6,54 m3 = 6.540.000 cm3 = 6,54 x 106 cm3 O bien hacia la izquierda si se pasa de una unidad menor a otra mayor. Ejemplo: 234,5 m3 = 0,0002345 hm3 = 2,345 x 10-4 hm3 

CONVERSIONES DE UNIDADES DE UN SISTEMA A OTRO

La conversión de unidades es la transformación de una unidad en otra.

Este proceso se realiza con el uso de los factores de conversión y las muy útiles tablas de conversión.

Bastaría multiplicar por una fracción (factor de conversión) y el resultado es otra medida equivalente, en la que han cambiado las unidades.

Propiedades y estados 

 Propiedad es cualquier característica observable de un sistema. Algunos ejemplos de propiedades son presión, temperatura, módulo de elasticidad, volumen y viscosidad dinámica. Existen otras propiedades que no pueden observarse directamente, pero que pueden definirse mediante las leyes de la termodinámica.  Dos de estas propiedades son la energía interna y la entropía.

         El Estado o condición de un sistema se especifica por los valores de sus propiedades. Si un sistema tiene los mismos valores para todas sus propiedades en dos instantes distintos, el sistema está en estados idénticos en esos dos instantes. Se necesitan conocer unas pocas propiedades para especificar completamente un estado. La cantidad precisa de las propiedades que se necesitan para especificar el estado de un sistema depende de la complejidad del mismo. Cuando el valor de alguna propiedad cambia, el estado cambiará a uno diferente.

Propiedad extensiva e intensiva 

En termodinámica, una variable extensiva es una magnitud cuyo valor es proporcional al tamaño del sistema que describe. Esta magnitud puede ser expresada como suma de las magnitudes de un conjunto de subsistemas que formen el sistema original. Por ejemplo la masa y el volumen son variables extensivas.

Una variable intensiva es aquella cuyo valor no depende del tamaño ni la cantidad de materia del sistema. Es decir, tiene el mismo valor para un sistema que para cada una de sus partes consideradas como subsistemas del mismo. La temperatura y la presión son variables intensivas.

Función de estado

Una función de estado es una propiedad de un sistema termodinámico que depende sólo del estado del sistema, y no de la forma en que el sistema llegó a dicho estado. Por ejemplo, la energía interna y la entropía son funciones de estado.

El calor y el trabajo no son funciones de estado, ya que su valor depende del tipo de transformación que experimenta un sistema desde su estado inicial a su estado final.

Las funciones de estado pueden verse como propiedades del sistema, mientras que las funciones que no son de estado representan procesos en los que las funciones de estado varían.

• Propiedad.

Propiedad extensiva.

Para designar las propiedades extensivas se utilizan letras mayúsculas (la masa es una excepción importante). Las propiedades extensivas se convierten en intensivas si se expresan por unidad de masa (propiedad específica), de moles (propiedad molar) o de volumen (densidad de propiedad)

• Propiedad extensiva.

Una propiedad termodinámica es una característica de un sistema que puede observarse de manera directa o indirecta y no depende de la historia. Como características observables directas se pueden mencionar la presión la temperatura el peso el volumen etc. Algunas características observables de forma indirecta son el producto de la presión por la temperatura y de la presión por el volumen específico entre otras. La edad de un sistema no es una propiedad termodinámica ya que es necesario investigar la fecha de su creación y por tanto hace falta recurrir a su historia

Son aquellas que dependen del tamaño del sistema por ejemplo: la masa, el volumen y todas las clases de energía son propiedades extensivas o aditivas de manera que cuando las partes de un todo se unen se obtiene el valor total. Si un sistema está constituido por, subsistemas entonces el valor de una propiedad extensiva X para el sistema total siendo Xi la propiedad extensiva del subsistema i, será:

Son aquellas que son propias del sistema es decir no dependen del tamaño del sistema si un sistema se divide en dos partes una propiedad intensiva mantiene el mismo valor en cada parte que poseía en el total por lo tanto se definen en un punto. Son independientes del tamaño masa o magnitud del sistema (por ejemplo: la presión temperatura viscosidad y altura. Las propiedades intensivas se representan con letras minúsculas con la excepción de la temperatura T.

Son características que se pueden observar medir o cuantificar en las sustancias o en los sistemas. La cantidad y tipo de propiedades que se puedan establecer para un sistema dependen del tipo de observación que se halla establecido para el análisis del sistema. Por ejemplo si el enfoque usado es el macroscópico se pueden establecer propiedades como temperatura (T) presión (P) energía (e) energía interna (u) y entalpia (h) y otras que de ningún modo serían establecidas utilizando el enfoque microscópico. Para apropiar mejor esta definición a continuación se hace detalle sobre dos aspectos primordiales de las propiedades

1.2.1 Densidad, volumen especifico, peso especifico y gravedad especifica.

• Densidad.

La densidad es la cantidad de masa por unidad de volumen de una sustancia.

• Volumen especifico

Se define el volumen específico con base en la restricción del continuo. Por lo tanto, la definición matemática del volumen específico es donde u es la cantidad mínima de masa que resulta grande respecto a la masa que compone a una molécula individual. De nuevo esta restricción causa algunas dificultades cuando se examinan gases en condiciones de alto vacío o sistemas con volumen muy pequeño. El volumen específico es el inverso de la densidad o sea v = l/p

• Peso especifico

El peso específico es la cantidad de peso por unidad de volumen de una sustancia. Utilizando la letra griega ɣ  (gamma) para denotar el peso específico. En donde V es el volumen de una sustancia que tiene el peso W. Las unidades del peso específico, son los newtons por metro cúbico (N/m3) en el SI y libras por pie cúbico (Ib/pie3) en el sistema Británico de Unidades.

• Gravedad especifica.

La gravedad especifica es el cociente de la densidad de una sustancia entre la densidad del agua a 4 C o es el cociente del peso específico de una sustancia entre el peso específico del agua a 4 

1.3. Presión, presión absoluta, presión atmosférica, presión manométrica y presión de vacío 

Presión

Se llama presión a la fuerza ejercida perpendicularmente sobre una superficie.

La unidades de presión son: en el sistema Si Newton / metros cuadrados

En el sistema inglés libras fuerza / pies cuadrados, en el MKS, kilogramos fuerza / metros cuadrados.

Presión absoluta

Es la presión de un fluido medido con referencia al vacío perfecto o cero absolutos. La presión absoluta es cero únicamente cuando no existe choque entre las moléculas lo que indica que la proporción de moléculas en estado gaseoso o la velocidad molecular es muy pequeña. Ester termino se creó debido a que la presión atmosférica varia con la altitud y muchas veces los diseños se hacen en otros países a diferentes altitudes sobre el nivel del mar por lo que un término absoluto unifica criterios.

Presión atmosférica

El hecho de estar rodeados por una masa gaseosa (aire), y al tener este aire un peso actuando sobre la tierra, quiere decir que estamos sometidos a una presión (atmosférica), la presión ejercida por la atmósfera de la tierra, tal como se mide normalmente por medio del barómetro (presión barométrica). Al nivel del mar o a las alturas próximas a este, el valor de la presión es cercano a 14.7 lb/plg2 (101,35Kpa), ,disminuyendo estos valores con la altitud.

Presión monométrica

Son normalmente las presiones superiores a la atmosférica, que se mide por medio de un elemento que se define la diferencia entre la presión que es desconocida y la presión atmosférica que existe, si el valor absoluto de la presión es constante y la presión atmosférica aumenta, la presión manométrica disminuye; esta diferencia generalmente es pequeña mientras que en las mediciones de presiones superiores, dicha diferencia es insignificante, es evidente que el valor absoluto de la presión puede abstenerse adicionando el valor real de la presión atmosférica a la lectura del manómetro

Presión de vacío

Presión de vacío es la presión que está por debajo de la presión atmosférica, Semiden mediante medidores al vacío que indican la diferencia entre las presiones atmosférica y absoluta

1.4. Ley cero de termodinámica.  

El principio cero de la termodinámica es una ley fenomenológica para sistemas que se encuentran en equilibrio térmico. En palabras simples, el principio dice que si se pone un objeto con cierta temperatura en contacto con otro a una temperatura distinta, ambos intercambian calor hasta que sus temperaturas se igualan. El principio establece que para todo sistema existe una propiedad denominada temperatura empírica θ, que es común para todos los estados de equilibrio termodinámico que se encuentren en equilibrio mutuo con uno dado.

1.4.1. Equilibrio térmico.

El equilibrio térmico es aquel estado en el cual se igualan las temperaturas de dos cuerpos, las cuales, en sus condiciones iniciales presentaban diferentes valores; una vez que las temperaturas se han equiparado, se suspende la transferencia de calor entre ambos cuerpos, alcanzándose con ello el mencionado equilibrio térmico del sistema termodinámico. Toda sustancia por encima de los 0 kelvin (-273,15 °C) emite calor. Si dos sustancias en contacto se encuentran a diferente temperatura, una de ellas emitirá más calor y calentará a la más fría. El equilibrio térmico se alcanza cuando ambas emiten, y reciben la misma cantidad de calor, lo que iguala su temperatura. Estrictamente sería la misma cantidad de calor por gramo, ya que una mayor cantidad de sustancia emite más calor a la misma temperatura.

1.4.2. Escalas de temperatura.

La temperatura es una propiedad de la materia que representa el movimiento interno de las partículas que la constituyen. El instrumento utilizado para medirla es el termómetro.

Las escalas de temperatura más usadas en la actualidad son:

Escala Celsius o centígrados (ºC)

Escala Fahrenheit (ºF)

Escala Kelvin (K)

Existe una cuarta escala, la escala Rankine, que se encuentra en desuso. Cada escala se basa en ciertos fenómenos o puntos fijos, que sirvieron para definir el rango y los grados de medición.

1.5. Principio de conservación de la masa

Ley de conservación de la materia, ley de conservación de la masa o ley de Lomonósov-Lavoisier es una ley fundamental de las ciencias. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1748 y descubierta unos años después por Antoine Lavoisier en 1785.5​ Se puede enunciar de la siguiente manera:

En un sistema aislado, durante toda reacción química ordinaria, la masa total en el sistema permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa de los productos obtenidos.

La ley implica que la masa no se puede crear ni destruir, pero puede transformarse en el espacio, o las entidades asociadas con ella pueden cambiar de forma. Por ejemplo, en las reacciones químicas, la masa de los componentes químicos antes de la reacción es igual a la masa de los componentes después de la reacción. Por lo tanto, durante cualquier reacción química y procesos termodinámicos de baja energía en un sistema aislado, la masa total de los reactivos o materiales de partida debe ser igual a la masa de los productos

1.6. Formas de energía 

La energía ha constituido una pieza clave para el desarrollo de la humanidad. El hombre, desde el principio de su existencia, ha necesitado la energía para sobrevivir y avanzar. Pero ¿qué es la energía y por qué tiene tanta importancia?

La energía es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo y producir cambios en ellos mismos o en otros cuerpos. Es decir, el concepto de energía se define como la capacidad de hacer funcionar las cosas.

La unidad de medida que utilizamos para cuantificar la energía es el joule (J), en honor al físico inglés James Prescott Joule

2.- Propiedades de las sustancias 

2.1 Sustancia pura.

Una sustancia pura es aquella cuya composición no varía, aunque cambien las condiciones físicas en que se encuentre. Por ejemplo, el agua tiene una fórmula que es H2O y es siempre la misma, lo que indica que está formada por moléculas en las que hay 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno

2.2 Fases de una sustancia pura.

Una Fase tiene una composición molecular distinta, es homogénea en todas sus partes y está separada por las demás superficies por fronteras llamadas interfases. Las fases están formadas según la fuerza de cohesión entre las moléculas, o enlaces, y a la distancia de sus moléculas.

Existen tres fases principales que puede tener una sustancia: sólida, líquida, o gaseosa.

2.2 Procesos de cambio de fase de sustancias puras

Procesos de cambio de fase de sustancias puras.

Una mezcla de líquido-vapor saturado es aquella mezcla en donde coexiste tanto la fase líquida como la gaseosa. Son estados que se encuentran en medio de los estados de líquido saturado y vapor saturado para una temperatura y presión de saturación de una sustancia pura.

2.3 Diagramas de fases.

Diagrama de fase o diagrama de estados de la materia, a la representación entre diferentes estados de la materia, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes, se suele denominar diagrama de cambio de estado.

Los diagramas de equilibrio pueden tener diferentes concentraciones de materiales que forma una aleación a distintas temperaturas. Dichas temperaturas van desde la temperatura por encima de la cual un material está en fase líquida hasta la temperatura ambiente y en que generalmente los materiales están en estado sólido.

2.4.1 Liquido comprimido.

Se refiere cuando el líquido se mantiene estable en su fase, si se suministra calor, o se reduce la presión, y aunque su densidad varíe no se observa un cambio de fase. Su temperatura puede variar sin que exista un cambio de fase, por lo que se le denomina una zona Sensible. 

2.4.2 Liquido Saturado.

Si se suministra calor al punto que una cantidad infinitesimal de líquido pasa a la fase de vapor y a partir de allí se suscita la evaporación. Es una región límite entre el líquido subenfriado y la mezcla líquido vapor. Es el punto en el cual se inicia el cambio de fase del líquido al vapor. Tambien se le conoce como el punto de burbuja.

                                                             

2.4.3 Vapor Humedo.

Esta es la forma mas común da vapor que se pueda experimentar en plantas. Cuando el vapor se genera utilizando una caldera, generalmente contiene humedad proveniente de las partículas de agua no vaporizadas las cuales son arrastradas hacia las líneas de distribución de vapor. Incluso las mejores calderas pueden descargar vapor conteniendo de un 3% a un 5% de humedad. Al momento en el que el agua se aproxima a un estado de saturación y comienza a evaporarse, normalmente, una pequeña porción de agua generalmente en la forma de gotas, es arrastrada en el flujo de vapor y arrastrada a los puntos de distribución. Este uno de los puntos claves del porque la separación es usada para remover el condensado de la línea de distribución.

2.4.4 Vapor saturado

Cuando el proceso de vaporización ha culminado al punto de que solo existe una cantidad infinitesimal de líquido. También conocido como punto de rocío. Es una zona límite entre la mezcla líquido vapor y el vapor sobrecalentado. Si se le retira una pequeña cantidad de calor o se incrementa la presión este condensa y forma una segunda fase

2.4.5 Vapor sobrecalentado.

El vapor sobrecalentado se crea por el sobrecalentamiento del vapor saturado o húmedo para alcanzar un punto mayor al de saturación. Esto quiere decir que es un vapor que contiene mayor temperatura y menor densidad que el vapor saturado en una misma presión. El vapor sobrecalentado es usado principalmente para el movimiento-impulso de aplicaciones como lo son las turbinas, y normalmente no es usado para las aplicaciones de transferencia de calor.

2.4.6. Punto critico. 

Punto crítico es aquel límite para el cual el volumen de un líquido es igual al de una masa igual de vapor o, dicho de otro modo, en el cual las densidades del líquido y del vapor son iguales. Si se miden las densidades del líquido y del vapor en función de la temperatura y se representan los resultados, puede determinarse la temperatura crítica a partir del punto de intersección de ambas curvas.

2.4.7. Punto triple.

El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con respecto a una temperatura y una presión de vapor

2.4.8. Diagrama P-T.

El diagrama P-T de una sustancia pura, llamado diagrama de fase puesto que las tres fases se separan entre sí mediante tres líneas. 

2.4.9. Diagrama P-V

El diagrama P-v se obtiene de la proyección de la superficie P-v-T. La forma general del diagrama P-v de una sustancia pura es similar al diagrama T-v, pero las líneas de T=constante sobre este diagrama presentan una tendencia hacia abajo, como muestra la Figura 11. Tanto en el diagrama T-v como en el diagrama P-v las regiones de una y dos fases aparecen como áreas

2.5. Tablas de propiedades.

Para la mayoría de las sustancias las relaciones entre las propiedades termodinámicas son demasiado complejas, como para expresarse por medio de ecuaciones simples. Por tanto, las propiedades se presentan en la forma de tablas. Algunas propiedades termodinámicas pueden medirse con facilidad, pero con otras no es posible hacerlo de manera directa y se calculan mediante las relaciones que las vinculan con propiedades medibles. Los resultados de estas mediciones y los cálculos se presentan en tablas con un formato conveniente. En el siguiente análisis, se utilizarán tablas de vapor, para mostrar el uso de tablas con propiedades termodinámicas. Las tablas de propiedades de otras sustancias se utilizan de la misma manera. Para cada sustancia, las propiedades termodinámicas se listan en más de una tabla. Se prepara una tabla para cada región, como las de vapor sobrecalentado, líquido comprimido y saturada

2.6 La ecuación de estado de gas ideal

La función particular, es decir la ecuación de estado, en el caso de un gas ideal viene dada por la ecuación PV=nRT. El concepto de gas ideal es una extrapolación del comportamiento de los gases reales a densidades y presiones bajas hacia el comportamiento ideal.

2.6.1 Ley de Boyle

La ley de Boyle Mariotte es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante.

2.6.2. Ley de Charles. 

La ley de Charles también conocida como la ley de los volumenes es una  ley experimental de los gases que describe cómo los gases tienden a expadirse cuando se calientan. Un enunciado moderno de la ley de Charles es:  

Cuando la presión sobre una muestra de gas seco se mantiene constante, la temperatura Kelvin y el volumen estarán en proporción directa.

2.7 Energía interna, entalpia y calores específicos de gases ideales.

• Entalpía 

Cantidad de energia de un sistema que puede intercambiar con su entorno, es decir el calor absorbido o desprendido en la reacción.

La entalpía es (H), esta es igual a, (U) que es la energia interna, mas (p) que es la presion y (V) que es el volumen. H se mide en J

H=U+pV

• Calor especifico de gases ideales

• 
  
  El calor especifico a presión constante no varía significativamente con la temperatura y puede suponerse constante

  En otras circunstancias, cuando esta variación es significativa es conveniente usar un valor promedio para el calor específico para un gas ideal se cumple la relación:

  
  Cp-Cv=R
  R= Contante del gas
  Cp= Calor específico a presión constante
  Cv= Calor especifico a volumen constante 

2.8 Energía interna, entalpia y calores especifico de sólidos y líquidos.

• Calor especifico de sólidos y líquidos

A volumen y presión constante son iguales en sustancias incomprensibles

Al igual que los gases ideales, os calores específicos de sustancias incomprensibles de la temperar

2.9. Presión de vapor y equilibrio de fases

La presión de vapor es la presión que ejerce la fase gaseosa o vapor sobre la fase líquida en un sistema cerrado a una temperatura determinada, cuando la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico. Su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas.

3.- Primera ley de la termodinámica

 La primera ley de la termodinámica propone primero la existencia de una propiedad termodinámica extensiva: la energía interna 

3.1 Trabajo de sistema cerrado, sin fricción y presión uniforme

Sus paredes no permiten el paso de materia, pero si el de energía. Son los sistemas más frecuentes construidos en vidrio, plástico metales etc: tubos de ensayo, matraces, vasos.
Las paredes de estos sistemas no permiten obviamente el paso de materia, pero permiten el intercambio de energía, por ejemplo, en forma de color. A estas paredes se la llama diatérmicas
Sistema cerrado: tiene paredes impermeables al paso de la materia; en otras palabras, el sistema puede intercambiar materia con sus alrededores y su masa permanece constante

3.2 Trabajo de sistema abierto operando en estado estable, con una entrada y una salida de flujo y sin fricción

Sistema abierto: puede existir intercambio de materia o de alguna forma de energia con sus alrededores
La primera ley de la termodinámica es una generalización de la conservación de la energía en los procesos térmicos. Se basa en la conclusión de Joule de que el calor y la energía son equivalentes. Pero para llegar a ella hay que sortear algunas trampas en el camino.
A partir de la conclusión de Joule podríamos caer en la tentación de llamar al calor energía «interna» asociada con la temperatura. Podríamos entonces agregar calor a las energías potencial y cinética de un sistema, y llamar a esta suma la energía total, que es lo que conservaría. De hecho, esta solución funciona bien para una gran variedad de fenómenos, incluyendo los experimentos de Joule. Los problemas surgen con la idea de «contenido» de calor de un sistema. Por ejemplo, cuando se calienta un sólido hasta su punto de fusión, una “entrada de calor” adicional provoca la fusión, pero sin aumentar la temperatura. Con este sencillo experimento vemos que considerar simplemente la energía térmica medida solo por un aumento de temperatura como parte de la energía total de un sistema no dará una ley general completa.

3.3Trabajo en un proceso cíclico

Decimos que un sistema pasa por un proceso cíclico si el estado del sistema al final es el mismo que el estado al principio. Por lo tanto, las propiedades de estado como temperatura, presión, volumen y energía interna del sistema no cambian a lo largo de un ciclo completo:
                                                    

                                                    ΔE
int=0.
Cuando se aplica la primera ley de la termodinámica a un proceso cíclico, se obtiene una relación sencilla entre el calor que entra en el sistema y el trabajo realizado por este a lo largo del ciclo:                                            Q=W (proceso cíclico). Los procesos termodinámicos también se distinguen por ser o no reversibles. Un proceso reversible es aquel que se puede hacer para retroceder en la trayectoria mediante cambios diferenciales en el ambiente. Por lo tanto, este proceso debe ser también cuasiestático. Sin embargo, hay que tener en cuenta que un proceso cuasiestático no es necesariamente reversible, ya que pueden intervenir fuerzas disipativas. Por ejemplo, si se produjera una fricción entre el pistón y las paredes del cilindro que contiene el gas, la energía perdida por la fricción nos impediría reproducir los estados originales del sistema.

• Un proceso isotérmico, durante el cual la temperatura del sistema permanece constante.
• Un proceso adiabático, durante el cual no se transfiere calor hacia ni desde el sistema.
• Un proceso isobárico, durante el cual la presión del sistema no cambia.
• Un proceso isocórico, durante el cual el volumen del sistema no cambia

Consideramos varios procesos termodinámicos:

También se producen muchos otros procesos que no encajan en ninguna de estas cuatro categorías

3.4 Calor y proceso adiabático

En un proceso adiabático el sistema está aislado de su ambiente de modo que, aunque el estado del sistema cambia, no se permite que el calor entre o salga del sistema. Un proceso adiabático se puede llevar a cabo de forma cuasi estática o no cuasi estática. Cuando un sistema se expande adiabáticamente, debe realizar un trabajo contra el mundo exterior y, por tanto, su energía disminuye, lo que se refleja en el descenso de la temperatura del sistema. Una expansión adiabática conduce a una disminución de temperatura, y una compresión adiabática conduce a un aumento de temperatura. Volvemos a hablar de la expansión adiabática en la sección Procesos adiabáticos para un gas ideal.

Se libera un pistón aislado con un gas caliente y comprimido. El pistón se mueve hacia arriba, el volumen se expande y la presión y la temperatura disminuyen. La energía interna va al trabajo. Si la expansión se produce en un tiempo en el que el calor puede entrar en el sistema de forma insignificante, el proceso se denomina adiabático. Idealmente, durante un proceso adiabático no entra ni sale calor del sistema.

3.5 Sistema con transferencia de calor
 

Se denomina transferencia de calor, transferencia térmica o transmisión de calor al fenómeno físico que consiste en el traspaso de energía calórica de un medio a otro.
Esto ocurre cuando dos sistemas que se encuentran a distintas temperaturas se ponen en contacto, permitiendo el flujo de la energía del punto de mayor temperatura al de menor, hasta alcanzar un equilibrio térmico, en el que se igualan las temperaturas.
El proceso de la transferencia de calor es indetenible (no se lo puede frenar) aunque ralentizable (se puede desacelerar), empleando barrares y aislantes. Pero siempre que exista una diferencia de calor en el universo, el calor tenderá a transferirse a través de los medios disponibles. Dependiendo de ellos, dicha transferencia podrá darse por tres modos: conducción, convección y radiación.

3.6 Primera ley de la termodinámica

La primera ley de la termodinámica es una generalización de la conservación de la energía en los procesos térmicos. Se basa en la conclusión de Joule de que el calor y la energía son equivalentes. Pero para llegar a ella hay que sortear algunas trampas en el camino.

A partir de la conclusión de Joule podríamos caer en la tentación de llamar al calor energía «interna» asociada con la temperatura. Podríamos entonces agregar calor a las energías potencial y cinética de un sistema, y llamar a esta suma la energía total, que es lo que conservaría. De hecho, esta solución funciona bien para una gran variedad de fenómenos, incluyendo los experimentos de Joule. Los problemas surgen con la idea de «contenido» de calor de un sistema. Por ejemplo, cuando se calienta un sólido hasta su punto de fusión, una “entrada de calor” adicional provoca la fusión pero sin aumentar la temperatura. Con este sencillo experimento vemos que considerar simplemente la energía térmica medida solo por un aumento de temperatura como parte de la energía total de un sistema no dará una ley general completa.

3.6.1 Formula general

Q = ∆U + W. Las relaciones de energía de cualquier proceso termodinámico son descritas en términos de la cantidad de calor Q agregada al sistema y el trabajo W realizado por él. Tanto Q como W o ∆U pueden ser positivos, negativos o cero.

3.6.2 Sistema cerrado

En un proceso termodinámico que involucra un sistema cerrado, el incremento en la energía interna es igual a la diferencia entre el calor acumulado por el sistema y el trabajo realizado por él. Debido a su definición en términos de incrementos, el valor de la energía interna de un sistema no está definido unívocamente.

 

3.7 Naturaleza de la energía almacenada 

El almacenamiento de energía comprende los métodos para conservar en la medida de lo posible una cierta cantidad de energía en cualquier forma, para utilizarla cuando se requiera en la misma forma en que se recolectó o en otra diferente. Las formas de energía pueden ser energía potencial (gravitacional, química, elástica, etc.) o energía cinética. Muchos sistemas mecánicos funcionan almacenando energía y consumiéndola lentamente: un ejemplo es el reloj mecánico que almacena en el muelle la energía para ir consumiéndola vía un regulador. 

3.8 Aplicar la primera ley de la termodinámica en diferentes sistemas cerrados con o sin fricción  

Sistema sin fricción:

En un sistema cerrado sin fricción, como un gas ideal en un cilindro con un pistón perfectamente aislado y sin resistencia mecánica, la única forma en que puede cambiar la energía interna es a través de la transferencia de calor (Q) y el trabajo (W) realizado en el sistema.

Si el sistema gana calor (Q > 0), su energía interna aumenta. Si el sistema realiza trabajo sobre sus alrededores (W > 0), también aumentará su energía interna. Por otro lado, si el sistema pierde calor (Q < 0) o realiza trabajo en sus alrededores (W < 0), su energía interna disminuirá.

Sistema con fricción:

En un sistema cerrado con fricción, como un fluido en movimiento dentro de un tubo con pérdida de energía debido a la fricción, la situación se vuelve un poco más compleja. Aquí, además de la transferencia de calor y el trabajo, también debemos considerar las pérdidas de energía debido a la fricción.

La ecuación general sigue siendo ΔU = Q - W, pero en este caso, el trabajo realizado y la energía transferida como calor pueden ser utilizados no solo para cambiar la energía interna del sistema, sino también para superar las pérdidas debidas a la fricción.

3.9 Primera ley de la termodinámica en diferentes abiertos en estado estable con o sin fricción

Sistema abierto sin fricción:

En un sistema abierto en estado estable sin fricción, la energía total en el sistema se conserva, lo que significa que la cantidad total de energía (entalpía más energía cinética y potencial) en la entrada es igual a la cantidad total de energía en la salida. El trabajo y el calor pueden cambiar la energía en el sistema, pero no se pierde energía debido a la fricción.

Sistema abierto con fricción:

En un sistema abierto en estado estable con fricción, se deben tener en cuenta las pérdidas de energía debido a la fricción en el flujo de entrada y salida. Esto significa que la energía total en la entrada no será igual a la energía total en la salida debido a las pérdidas debidas a la fricción.

La primera ley de la termodinámica en sistemas abiertos en estado estable con o sin fricción se basa en la conservación de la energía en el flujo de materia, incluyendo cambios en la entalpía, energía cinética, energía potencial, calor, trabajo y pérdidas debidas a la fricción en el caso de sistemas con fricción. La ecuación general refleja cómo todas estas formas de energía interactúan en el proceso de entrada y salida del sistema.

3.10 Maquina térmica y por eficiencia.

Una máquina térmica es un dispositivo que convierte calor en trabajo mecánico o viceversa, operando entre dos fuentes de calor a diferentes temperaturas. Las máquinas térmicas son fundamentales en la comprensión de la termodinámica y tienen aplicaciones prácticas en diversas áreas, como la generación de energía y la refrigeración.

La eficiencia de una máquina térmica se refiere a la proporción de la energía transferida en forma de trabajo útil con respecto a la energía total transferida en forma de calor. Se expresa como un porcentaje. Trabajó útil realizado es la cantidad de trabajo mecánico producido por la máquina térmica. Calor absorbido es la cantidad total de calor que la máquina térmica recibe de la fuente de calor caliente.

3.11 Refrigerador y por coeficiente de funcionamiento. 

Un refrigerador es un dispositivo que se utiliza para mantener objetos o alimentos a temperaturas más bajas que la temperatura ambiente circundante. Funciona mediante un ciclo termodinámico en el que se extrae calor de la zona interior del refrigerador y se disipa en la zona exterior. El coeficiente de funcionamiento, también conocido como Coeficiente de Rendimiento (COP por sus siglas en inglés), es una medida de eficiencia que indica cuánta energía útil (en forma de calor removido) se obtiene en relación con la energía total consumida por el refrigerador. Matemáticamente, el COP se define de la siguiente manera:

$���=\frac{�����\acute{\mathrm{ı}}�\acute{�}���(�������������)}{�����\acute{\mathrm{ı}}���������������}$

En un refrigerador ideal, el COP sería infinito, lo que significaría que toda la energía eléctrica consumida se convertiría en energía útil para enfriar. Sin embargo, en la práctica, ningún refrigerador es perfectamente eficiente y, por lo tanto, el COP siempre será mayor que 1 pero menor que el ideal. Un COP más alto indica una mayor eficiencia en la conversión de energía eléctrica en enfriamiento.

3.12 Bomba de calor.

Una bomba de calor es un aparato que consta de un compresor, un condensador, una válvula de expansión y de un evaporador y que utiliza los principios de la termodinámica para evacuar el calor de una estancia o, por el contrario, para transferírselo, según se quiera calefactar o enfriar ese espacio

3.13 Coeficiente de funcionamiento para una maquina 

El coeficiente de operatividad o coeficiente de rendimiento de una bomba de calor es la razón entre el calentamiento o enfriamiento proporcionado y la electricidad consumida. Los coeficientes mayores equivalen a menores costes operativos. El coeficiente puede ser mayor de 1, porque es un porcentaje de la salida: pérdidas, distintas de la ratio de eficiencia termal: energía de entrada. Para sistemas completos el coeficiente debería incluir el consumo de energía de todos los accesorios.

3.14 Transferencia de energía por calor, trabajo y masa.

La energía se puede transferir hacia o desde un sistema en tres: calor, trabajo, flujo masico.

Las interacciones de energia se reconocen en las fronteras del sistema cuando lo cruzan y representan la energia que gana o pierde un sistema durante un proceso. Las unicas dos formas de interaccion de la energia relacionadas con una masa fija o sistema cerrado son las transderencias de calor y de trbajo.

Tranferencia de calor: La tranferenciqa de calor Q hacia un sistema (ganancia de calor) incrementa la energia de las moleculas y por lo tanto la del sistema; asimismo, la transferemcia de calor desede un sitema (perdida de calor) la disminuye, ya que la energia transderida como calor viene de la energia de las moleculas del sistema. 

Transferencia de trabajo: Transferencia de trabajo W, Una de la energia que no es causada por una diferencia de temperatura entre un sistema y el exterior es trabajo.

Flujo masico:  Flujo masico m, el flujo masico que entra y sale del sistema funciona como un mecanismo adicional de transferencia de energía, Cuando entra masa a un sistema, la energía de éste aumenta debido a que la masa lleva consigo energía (de hecho, la masa es energía)

3.15 Transferencia de calor

Se denomina transferencia de calor, transferencia térmica o transmisión de calor al fenómeno físico que consiste en el traspaso de energía calórica de un medio a otro. Esto ocurre cuando dos sistemas que se encuentran a distintas temperaturas se ponen en contacto, permitiendo el flujo de la energía del punto de mayor temperatura al de menor, hasta alcanzar un equilibrio termico, en el que se igualan las temperaturas

3.16 Transferencia de energía por trabajo. 

Es la energía asociada con una fuerza actuando a través de una distancia. Típicamente se dice que, si la energía que cruza a través de la frontera de un sistema cerrado no es calor, entonces debe ser trabajo.

3.17 Formas mecánicas de trabajo

En física, y más específicamente en la rama de la mecánica, se entiende por trabajo mecánico (o simplemente trabajo) a la acción de una fuerza sobre un cuerpo en reposo o movimiento, de modo tal que produzca un desplazamiento en el cuerpo proporcional a la energía invertida en la fuerza que lo mueve. Dicho de otro modo, el trabajo mecánico es la cantidad de energía transferida a un cuerpo por una fuerza que actúa sobre él.

3.18 Principio de conservación de la masa 

La ley implica que la masa no se puede crear ni destruir, pero puede transformarse en el espacio, o las entidades asociadas con ella pueden cambiar de forma. Por ejemplo, en las reacciones químicas, la masa de los componentes químicos antes de la reacción es igual a la masa de los componentes después de la reacción. Por lo tanto, durante cualquier reacción química y procesos termodinámicos de baja energía en un sistema aislado, la masa total de los reactivos o materiales de partida debe ser igual a la masa de los productos

3.19 Trabajo de flujo y la energia de un fluido movimiento. 

El trabajo de flujo es el

PdV

$\mathrm{P}\mathrm{d}\mathrm{V}$

 trabajo (o trabajo de compresión) realizado sobre la masa en un sistema abierto como resultado de la masa que fluye hacia el sistema. (Aunque se define en términos de masa que fluye hacia un sistema, la masa que fluye fuera de un sistema tiene un efecto similar).

3.20 La primera ley de la termodinámica

El primer principio de la termodinámica es un principio que refleja la conservación de la energía en el contexto de la termodinámica y establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien este intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. Visto de otra forma, este principio permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. En palabras simples: la energía total del universo se mantiene constante. No se crea ni se destruye, solo se transforma. 

3.21 Balance de energía 

El Balance Nacional de Energía es un instrumento descriptivo que presenta las cifras del origen y destino de las fuentes primarias y secundarias. Asimismo, incorpora información útil para el análisis de desempeño del sector energético, para el diseño de políticas públicas y para la toma de decisiones.

3.22 Cambio de energía de un sistema

La energía transferida a un sistema termodinámico puede ser de dos tipos: calor y trabajo. Ninguna de estas magnitudes es una función de estado, ya que no son propiedades del sistema sino la energía que se le ha suministrado a lo largo de una transformación, y dependen por tanto de la misma.

3.23 Balance de energía para sistema cerrado

El sistema cerrado es una región de masa constante se denomina masa de control. A través de sus límites solo se permite la transferencia de energía, pero no de materia. La pared     que rodea al sistema es impermeable

3.24 Balance de energía de flujo estable

El balance de energía de flujo estable de un flujo implica asegurarse de que la energía que entra en el sistema es igual a la energía que sale, más cualquier cambio en la energía interna del sistema. Esto es fundamental para comprender y predecir cómo la energía se comporta en diversos procesos físicos y sistemas.

3.25 Balance de energía de flujo no estable

El balance de energía de flujo no estable considera las tasas de cambio de energía y cómo estas afectan la energía interna del sistema con el tiempo. 

4.- Equilibrio entre fases

La termodinámica del equilibrio entre fases establece las relaciones entre las variables que determinan el equilibrio y que permanecen constantes cuando éste se ha alcanzado.

4.1 Equilibrio liquido- vapor con los diagramas presión- temperatura.

En termodinámica e ingeniería química, el equilibrio vapor-líquido (VLE) describe la distribución de una especie química entre la fase de vapor y una fase líquida. La concentración de un vapor en contacto con su líquido, especialmente en equilibrio, se expresa a menudo en términos de presión de vapor, que será una presión parcial (una parte de la presión total del gas) si hay otros gases presentes con el vapor. La presión de vapor de equilibrio de un líquido depende en general en gran medida de la temperatura.

4.2 Equilibrio liquido- vapor con los diagramas presión- volumen especifico.

En termodinámica e ingeniería química, el equilibrio vapor-líquido (VLE) describe la distribución de una especie química entre la fase de vapor y una fase líquida

En termodinámica, el volumen específico de una sustancia es una propiedad intrínseca de la sustancia, definida como la relación entre el volumen de la sustancia (V) y su masa (m). Es el recíproco de la densidad ρ (rho) y está relacionado con el volumen molar y la masa molar:

4.3 Equilibrio liquido- vapor con los diagramas presión- entalpia

El calor que absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpía, y el cambio de entalpía que se produce en una reacción química es la entalpía de reacción

4.4 Estados de líquido comprimido o subenfriado

El líquido comprimido (también llamado subenfriado) es aquel que no está a punto de vaporizarse. Una mezcla de líquido-vapor saturado es aquella mezcla en donde coexiste tanto la fase líquida como la gaseosa.

4.5 Estados 

4.5.1 Liquido saturado 

Es una región límite entre el líquido subenfriado y la mezcla líquido vapor. Es el punto en el cual se inicia el cambio de fase del líquido al vapor. También se le conoce como el punto de burbuja. Un agua a 100°C y 1 atm de presión es un líquido saturado cuando se forma la primera burbuja.

4.5.2 Vapor húmedo

Cuando el vapor saturado entrega su energía al proceso, libera su calor latente. Esta energía por unidad de masa, puede encontrarse en las tablas de vapor como entalpía. Mientras esta energía es liberada el vapor se humedece, cambiando su calidad.

Cuando se habla de calidad de vapor, simplemente se está indicando qué porcentaje de vapor y agua tenemos en el vapor. En el siguiente esquema, se puede apreciar distintos estadios de la calidad de vapor.

4.5.3 Vapor saturado seco. 

El vapor saturado o seco es el tipo de vapor que se obtiene cuando todas las moléculas de agua permanecen en estado gaseoso. Por ejemplo, en el caso de una tetera que silba cuando el agua está lista, el vapor no escapa libremente porque la presión está controlada para su uso previsto. A veces se puede ver salir vapor de la tetera: se trata de vapor seco.

El vapor seco pierde parte de su energía cuando se libera a la atmósfera más fría. Transfiere esa energía al aire ambiente, lo que hace que se condense y se transforme en vapor. En otras palabras: al calentar agua en una cámara cerrada, se produce vapor seco.

4.5.4 Vapor sobrecalentado 

Las tablas de vapor son herramientas esenciales para cualquier persona que trabaje con vapor. Su importancia se puede comparar con la del horario para coger un tren o la del mapa del GPS cuando tiene que ir a un lugar nuevo. Normalmente utilizamos una tabla de vapor para determinar la temperatura a una presión determinada, o viceversa.

Lo que hace que esta herramienta sea valiosa es que también incluye la entalpía y el volumen específicos. La entalpía es la cantidad de energía contenida en 1 kg y la entalpía del vapor se calcula sumando la entalpía de los diferentes estados (líquido y gaseoso).

4.6 Calor latente de vaporización

Pues bien, el calor latente se llama a la energía requerida por una cantidad de sustancia para cambiar de estado. Cuando este cambio supone pasar de fase sólida a líquida hablamos de calor de fusión y cuando el cambio de produce de estado líquido a gaseoso, hablamos de calor de vaporización.

4.7 Calor latente de fusión 

Anteriormente, hemos discutido el cambio de temperatura debido a la transferencia de calor. No se produce ningún cambio de temperatura por transferencia de calor si el hielo se derrite y se convierte en agua líquida (es decir, durante un cambio de fase). Por ejemplo, considere el agua que gotea de carámbanos que se derriten en un techo calentado por el Sol. Por el contrario, el agua se congela en una bandeja de hielo enfriada por entornos de baja temperatura

4.8 Calor latente de sublimación 

La cantidad de energía térmica que se necesita para sublimar a temperatura constante un kilogramo de sustancia en estado sólido se conoce como energía o calor latente de sublimación. El calor latente de sublimación de una sustancia es igual a la suma del calor latente de fusión más el calor latente de vaporización.

4.9 Calores específicos a presión y a volumen constante

El calor específico a presión constante se relaciona con el valor a volumen constante por CP = CV + R. La proporción entre los calores específicos γ = CP/CV es un factor en los procesos de los motores adiabáticos y en la determinación de la velocidad del sonido en un gas.

4.10 Tablas de vapor agua y del Freón 12

5.- Gas ideal 

5.1 Gas ideal

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio, que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística.

5.1.1 Densidad

 Recuerde que la densidad tiene las unidades de masa por unidad de volumen (d = m/V). Podemos acomodar la ecuación del gas ideal para obtener unidades similares, moles por unidad de volumen:

n/V=P/RT

Si multiplicamos ambos lados de esta ecuación por la masa molar, M, obtenemos la siguiente relación:

nM/V=PM/RT

El producto de las cantidades n/V y M es igual a la densidad en g/L, como vemos a partir de sus unidades:

moles/Litro*gramos/mol=gramos/Litro

Así la densidad del gas está dada por la expresión del lado derecho de la última ecuación:

d=PM/RT

5.1.2 Volumen especifico

La ecuación de los gases ideales se expresa PV = nRT; donde P es la presión, V es el volumen, n es el número de moles, R es la constante de los gases y T es la temperatura.

5.1.3 Presión 

Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de este. Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética. No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.

5.1.4 Temperatura

Así, como las propiedades de los gases depende también de la temperatura se ha aceptado que un gas se encuentra en condiciones estándar de presión y temperatura (denominadas condiciones normales) cuando su presión es 1,013·105 Pa (1 atm) y su temperatura es de 273,15 K (0 °C)

5.2 Ecuación de estado de un gas ideal en diferentes formas 

La ecuación anterior queda entonces PV=nNAkT=nRT, siendo R = kNA, que se denomina constante universal de los gases. Su valor es el mismo para todos los gases: R=8,314 J/mol.K=0,08206 L.atm/mol.K (L = litros). Se define un gas ideal como aquél para el que PV/nT es constante a todas las presiones

5.3 Relación entre presión y el volumen específico para un proceso adiabático sin fricción 

En un proceso adiabático sin fricción, la relación entre la presión y el volumen específico para un gas ideal se puede expresar utilizando la relación adiabática. La relación adiabática es una forma de la ecuación de estado del gas ideal que se aplica específicamente a procesos en los que no hay intercambio de calor con el entorno y no se realizan trabajos de fricción. En otras palabras, es un proceso en el que la energía térmica no se transfiere hacia afuera ni hacia adentro del sistema, y tampoco se realiza trabajo debido a la fricción.

La relación adiabática entre la presión (P), el volumen específico (v) y la temperatura (T) de un gas ideal se expresa de la siguiente manera:

P * v^γ = constante

5.4 Relación entre 

5.4.1 La presión y la temperatura para un proceso adiabático sin fricción 

En un proceso adiabático sin fricción, donde no hay transferencia de calor hacia afuera ni hacia adentro del sistema y no se realizan trabajos debidos a la fricción, la relación entre la presión y la temperatura para un gas ideal puede describirse utilizando la relación adiabática. Esta relación es una consecuencia de la ecuación de estado del gas ideal y el principio de conservación de la energía.

La relación adiabática entre la presión (P) y la temperatura (T) para un gas ideal en un proceso adiabático sin fricción se expresa como:

$�\cdot {�}^{�}=\text{constante}$, donde:

• $\mathrm{<br>}$ es el volumen específico del gas (volumen por unidad de masa).
• $�$ (gamma) es el índice adiabático o el exponente de compresión. Para un gas monoatómico ideal, como el helio o el argón, $�\approx \frac{5}{3}$ (aproximadamente 1.67). Para un gas diatómico ideal, como el oxígeno o el nitrógeno, $�\approx \frac{7}{5}$ (aproximadamente 1.4).

5.4.2 El volumen especifico y la temperatura para un proceso adiabático sin fricción 

En un proceso adiabático sin fricción, donde no hay transferencia de calor hacia afuera ni hacia adentro del sistema y no se realizan trabajos debidos a la fricción, la relación entre el volumen específico (

$�$$�$

La relación adiabática entre el volumen específico (

$�$$�$

${�}^{�}\cdot �=\text{constante}$,

donde:

• $�$ (gamma) es el índice adiabático o el exponente de compresión. Para un gas monoatómico ideal, como el helio o el argón, $�\approx \frac{5}{3}$ (aproximadamente 1.67). Para un gas diatómico ideal, como el oxígeno o el nitrógeno, $�\approx \frac{7}{5}$ (aproximadamente 1.4).

Esta relación establece que el producto de ${�}^{�}$ y $�$ se mantiene constante durante un proceso adiabático. Cuando la temperatura aumenta, el volumen específico aumenta para mantener el producto constante, y viceversa.

5.5 Proceso politrópico 

Se denomina proceso politrópico al proceso termodinámico, generalmente ocurrido en gases, en el que existe, tanto una transferencia de energía al interior del sistema que contiene el o los gases como una transferencia de energía con el medio exterior.​

El proceso politrópico obedece a la relación:

5.6 Factor de compresibilidad generalizado

El factor de compresibilidad (Z), conocido también como el factor de compresión, es la razón del volumen molar de un gas con relación al volumen molar de un gas ideal a la misma temperatura y presión. Es una propiedad termodinámica útil para aplicar la ley de los gases ideales al comportamiento de un gas real.

5.7 Ecuación de estado de Van Der Waals

Una ecuación debida a van der Waals extiende la ecuación de gas ideal de una manera sencilla. La ecuación de Van der Waals es

(P+an2V2)(V−nb)=nRT

Se ajusta a los datos de presión-volumen-temperatura para un gas real mejor que la ecuación de gas ideal. El ajuste mejorado se obtiene introduciendo dos parámetros que deben determinarse experimentalmente para cada gas. La ecuación de Van der Waals es particularmente útil en nuestro esfuerzo por comprender el comportamiento de los gases reales, ya que encarna una imagen física simple para la diferencia entre un gas real y un gas ideal.

6.- Segunda ley de termodinámica 

6.1. Introducción a la segunda ley de la termodinámica.

Al igual que ocurren con otras leyes de termodinámica, el segundo principio es de tipo empírico, llegamos a él a través de la experimentación. La termodinámica no se preocupa de demostrar por qué las cosas son así, y no de otra forma.

6.2. Segunda ley de la termodinámica de acuerdo con

6.2.1. El enunciado de Clausius

El enunciado de Clausius del Segundo Principio de la Termodinámica prohíbe la existencia de refrigeradores ideales

Es imposible un proceso que tenga como único resultado el paso de calor de un foco frío a un foco caliente.

Como el enunciado de Kelvin-Planck, el enunciado de Clausius está formulado de manera negativa. Expresa un hecho empírico. En términos llanos, el enunciado de Clausius nos dice que para enfriar algo por debajo de la temperatura ambiente es necesario un trabajo adicional, esto es, que un frigorífico no funciona si no se enchufa

El enunciado de Clausius establece un sentido para la propagación del calor. Éste fluye de manera espontánea de los cuerpos calientes a los fríos, nunca a la inversa.

6.2.2. El enunciado de Kelvin-Planck

A la hora de aumentar la eficiencia de una máquina, el primer objetivo sería reducir, o eliminar si es posible, el calor de desecho Q_out.

Se pueden plantear dos posibilidades

• ¿Es posible eliminar el condensador y que una máquina térmica que no genere calor de desecho, sino que todo el calor absorbido se transforme en trabajo neto? Por ejemplo, podría usarse la turbina para enfriar directamente el vapor y reenviarlo a la caldera, sin pasar por un condensador donde se ceda calor al ambiente sin realizar trabajo útil.

• ¿Es posible una reutilización del calor de desecho, de forma que se haga recircular y se incluya en el calor absorbido? La idea sería que el calor de desecho contribuya a calentar el vapor, en lugar de arrojarlo al exterior.

La respuesta a ambas preguntas es negativa.

El enunciado de Kelvin-Planck del Segundo Principio de la Termodinámica es el siguiente:

Es imposible construir una máquina que, operando en un ciclo, produzca como único efecto la extracción de calor de un foco y la realización de una cantidad equivalente de trabajo

Este enunciado refleja un hecho empírico y no se deduce de ninguna ley previa.

El enunciado de Kelvin-Planck afirma que es imposible construir una máquina que tenga un rendimiento del 100%. Siempre habrá calor de desecho que, en la mayoría de los casos equivale a más de la mitad del calor absorbido.

Es importante señalar que el enunciado de Kelvin-Planck habla de procesos cíclicos, que dejan al sistema en un estado final igual a la inicial. Sí es posible transformar calor en trabajo si el estado final es diferente de la inicial. Por ejemplo, en una expansión isoterma de un gas, todo el calor que entra se transforma íntegramente en trabajo, pero al final el volumen del gas es diferente de la inicial.

6.3. Trascendencia de la segunda ley de la termodinámica

La segunda ley de la termodinámica establece qué procesos pueden ocurrir en la transformación de la energía. Esta ley puede expresarse de diferentes maneras, incluyendo la dirección en que ocurre un proceso y su irreversibilidad, en términos de la entropía

6.4. Depósitos de energía térmica.

Hipotéticamente, un cuerpo que posea una capacidad de energía térmica relativamente grande (masa x calor específico) que pueda suministrar o absorber cantidades finitas de calor sin experimentar ningún cambio de temperatura, se llama depósito de energía térmica, o sólo depósito

6.5. Máquinas térmicas.

Una máquina térmica es un dipositivo cuyo objetivo es convertir calor en trabajo. Para ello utiliza de una sustancia de trabajo (vapor de agua, aire, gasolina) que realiza una serie de transformaciones termodinámicas de forma cíclica, para que la máquina pueda funcionar de forma continua.

6.6. Refrigeradores y bombas de calor.

Refrigerador

Un refrigerador es un dispositivo que extrae calor de un foco que está más frío que el ambiente (como el interior de un frigorífico, a 5°C) y lo vierte en el ambiente (a 22°C, por ejemplo). Para funcionar, un refrigerador requiere un trabajo adicional W_in, que aumenta el calor de desecho Q_out que se entrega al ambiente.

Un frigorífico o un aparato de aire acondicionado son ejemplos de refrigeradores. En su uso habitual, lo que hacen los refrigeradores y aparatos de aire acondicionado es principalmente, mantener constante la temperatura del interior de una cámara o habitación, expulsado de forma continua el calor que va entrando por las paredes (aparte, si se introduce un objeto caliente en un frigorífico, éste se encarga de bajar la temperatura del objeto, consumiendo un trabajo adicional).

Ambos operan sobre el mismo principio. Un compresor eleva la temperatura del fluido de trabajo a base de realizar trabajo sobre él. El fluido, a temperatura superior a la ambiente, es puesto en contacto con éste en un condensador (una rejilla,p.ej.), liberando calor Q_out. El fluido enfriado, pasa por una válvula de expansión, donde su temperatura cae por debajo de la del foco frío. Puesto en contacto con este foco (la cámara frigorífica o la habitación) mediante otra rejilla conocida como evaporador, absorbe calor de éste, Q_in. De ahí vuelve al compresor, recomenzando el ciclo.

Bomba de calor

Una bomba de calor se basa en el mismo principio que un refrigerador, salvo que se emplea para pasar calor del ambiente a un foco más caliente, como una habitación, para caldearla. Para esto el, circuito debe estar situado de manera opuesta al caso del refrigerador. El compresor envía el fluido a alta presión al un condensador en el interior de la habitación, donde libera calor por estar a más temperatura que el ambiente. pasa entonces por la válvula hacia el exterior, donde se evapora y cae por debajo de la temperatura exterior, absorbiendo calor en el evaporador. Vuelve entonces al compresor, reiniciando el ciclo.

En el uso habitual, lo que hace una bomba de calor es principalmente mantener constante la temperatura del interior de una cámara o habitación, reintroduciendo de forma continua el calor que va escapando por las paredes (aparte, si se introduce un objeto frío en una habitación, la bomba de calor se encarga de elevar la temperatura del objeto, consumiendo un trabajo adicional).

6.7. Procesos reversibles y los irreversibles

Reversible: es un proceso que, una vez que ha tenido lugar, puede ser invertido (recorrido en sentido contrario) sin causar cambios ni en el sistema ni en sus alrededores. Irreversible: es un proceso que no es reversible. Los estados intermedios de la transformación no son de equilibrio.

6.8. Principio de Carnot

6.8.1. Ciclo de Carnot

El ciclo de Carnot es un ciclo termodinámico que se produce en un equipo o máquina cuando trabaja absorbiendo una cantidad de calor Q₁ de una fuente de mayor temperatura y cediendo un calor Q₂ a la de menor temperatura produciendo un trabajo sobre el exterior.

El rendimiento de este ciclo viene definido por

y, como se verá adelante, es mayor que el producido por cualquier máquina que funcione cíclicamente entre las mismas fuentes de temperatura. Una máquina térmica que realiza este ciclo se denomina máquina de Carnot.

Como todos los procesos que tienen lugar en el ciclo ideal son reversibles, el ciclo puede invertirse y la máquina absorbería calor de la fuente fría y cedería calor a la fuente caliente, teniendo que suministrar trabajo a la máquina. Si el objetivo de esta máquina es extraer calor de la fuente fría (para mantenerla fría) se denomina máquina frigorífica, y si es ceder calor a la fuente caliente, bomba de calor.

Fue publicado por Sadi Carnot en 1824 en su único libro Réflexions sur la puissance motrice du feu et sur les machines propres à développer cette puissance¹​ (Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas propias a desarrollar esta potencia) y permitió abrir el camino para la formulación de la segunda ley de la termodinámica.

6.8.2. La escala termodinámica de temperatura

En las consideraciones que hemos tomado para un Ciclo de Carnot no hemos tomado en cuenta las propiedades de fluido de trabajo. Este no está limitado al uso de un gas ideal y puede ser cualquier medio. Si bien en las primeras secciones obtuvimos la eficiencia de Carnot considerando en un gas ideal, así como la definición de temperatura usando la ecuación del gas ideal estas no son esencialmente un fomalismo termodinámico. Más específicamente, podemos definir una escala de temperatura termodinámica que es independiente del fluido de trabajo. Para llevar a cabo esto, consideremos la situación que se muestra en la figura (58) que incluye tres ciclos reversibles. Se tiene un reservorio de calor de alta temperatura a  y un reservorio de calor a baja temperatura . Para cualesquiera dos temperaturas  y  la razón de las magnitudes de calor absorbido y expelido en el ciclo de Carnot tienen el mismo valor para todo el sistema

6.8.3. La máquina térmica de Carnot.

La máquina de Carnot es una máquina ideal que utiliza calor para realizar un trabajo. En ella hay un gas sobre el que se ejerce un proceso cíclico de expansión y contracción entre dos temperaturas. El ciclo termodinámico utilizado se denomina ciclo de Carnot y fue estudiado por Sadi Carnot alrededor de 1820.

Una máquina de Carnot es el procedimiento más eficaz para producir un trabajo a partir de dos focos de temperatura.

Puede construirse a partir de un cilindro sobre el que discurre un pistón unido a una biela que convierte el movimiento lineal del pistón en movimiento circular. El cilindro contiene una cierta cantidad de un gas ideal y la máquina funciona intercambiando calor entre dos fuentes de temperaturas constantes T₁ < T₂. Las transferencias de calor entre las fuentes y el gas se hacen isotérmicamente, es decir, manteniendo la temperatura constante. Esta parte del proceso es, por lo tanto, reversible. El ciclo se completa con una expansión y una compresión adiabáticas, es decir, sin intercambio de calor, por lo que esta parte del ciclo es también reversible.

Funcionamiento de la Máquina de Carnot

• (1) Expansión isotérmica. Se parte de una situación en que el gas ocupa el volumen mínimo V_min a la temperatura T₂ y a presión alta. En este estado se transfiere calor al cilindro desde la fuente de temperatura T₂, haciendo que el gas se expanda. Al expandirse, el gas tiende a enfriarse, pero absorbe calor de T₂ y mantiene su temperatura constante. El volumen del gas aumenta produciendo un trabajo sobre el pistón. Dado que la temperatura permanece constante durante esta parte del ciclo, el gas no cambia su energía interna y todo el calor absorbido de T₂ se convierte en trabajo:

dQ₁ = dW₁ > 0, dU₁ = 0.

• (2) Expansión adiabática. La expansión isotérmica termina en un punto tal que el resto de la expansión pueda realizarse sin intercambio de calor. Esta expansión adiabática hace que el gas se enfríe hasta alcanzar exactamente la temperatura T₁ en el momento en que el pistón alcanza el punto máximo de su carrera y el gas alcanza su volumen máximo V_max. Durante esta etapa todo el trabajo realizado por el gas proviene de su energía interna:

dQ₂ = 0, dU₂ = dW₂ > 0.

• (3) Compresión isotérmica. Se pone en contacto con el cilindro la fuente de calor de temperatura T1 y el gas comienza a comprimirse, pero no aumenta su temperatura porque va cediendo calor a la fuente fría. Durante esta parte del ciclo se hace trabajo sobre el gas pero, como la temperatura permanece constante, la energía interna no cambia y el trabajo es absorbido en forma de calor por la fuente T₁:

dQ₃ = dW₃ < 0, dU₃ = 0.

• (4) Compresión adiabática. La fuente T₁ se retira en el momento adecuado para que durante el resto de la compresión el gas eleve su temperatura hasta alcanzar exactamente el valor T₂ al mismo tiempo que el volumen del gas alcanza su valor mínimo V_min. Durante esta etapa no hay intercambio de calor y el trabajo realizado sobre el gas se convierte en energía interna:

dQ₄ = 0, dU₄ = dW₄ < = 0.

Trabajo realizado

Por la Primera Ley de la Termodinámica, en cada ciclo la máquina realiza un trabajo mecánico dW igual al calor dQ transferido de T₂ a T₁, lo cual se puede comprobar usando las igualdades obtenidas en cada ciclo:

dQ = dQ₁ + dQ₃ = dW₁ + dW₃.

donde la segunda igualdad se obtiene de 1) y 3). Por otro lado, el estado del gas al terminar un ciclo es el mismo que al comenzarlo, por lo que el cambio de su energía interna debe ser cero:

dU₁ + dU₂ + dU₃ + dU₄ = 0.

De esta igualdad y de 1), 2), 3) y 4) se deduce que dW₂ + dW₄ = 0. Por lo tanto

dQ = dW₁ + dW₃ = dW₁ + dW₂ + dW₃ + dW₄ = dW.

El rendimiento de una máquina de Carnot (el cociente entre el calor absorbido y el trabajo desempeñado) es máximo y puede calcularse como:

6.8.4. El refrigerador y la bomba de calor de Carnot.

Es una máquina térmica que permite transferir energía mediante calor de un ambiente a otro, según se requiera. Para lograr esta acción es necesario un aporte de trabajo acorde a la segunda ley de la termodinámica, según la cual el calor se dirige de manera espontánea de un foco caliente a otro frío, y no al revés, hasta que sus temperaturas se igualen.

6.9. Ciclo Stirling

El ciclo Stirling es un ciclo de compresión y expansión de un gas. Se utilizan dos niveles de temperatura que hace que haya una conversión neta de de energía térmica en trabajo mecánico. Al igual que la máquina de vapor, el motor Stirling se clasifica tradicionalmente como un motor de combustión externa

6.10. Ciclo Ericsson

El ciclo Ericsson fue ideado por el inventor John Ericsson, que proyectó y construyó varios motores de aire caliente basados en diferentes ciclos termodinámicos. Es considerado el autor de dos ciclos para motores térmicos de combustión externa y constructor de motores reales basados en los ciclos mencionados.

6.11. Desigualdad de Clausius

La desigualdad de Clausius se aplica a cualquier motor de ciclo real y supone para el ciclo un cambio negativo de la entropía. Es decir, la entropía dada al medio ambiente durante el ciclo, es más grande que la entropía transferida por el calor del foco caliente al motor. En el motor térmico simplificado, donde se añade todo el calor Q_H a la temperatura T_H, entonces para completar el ciclo se añade al sistema una cantidad de entropía ΔS = Q_H/T_H, que se obtiene del medio ambiente. En general, la temperatura del motor será menor que T_H al menos durante la parte del tiempo en que se está añadiendo calor, y cualquier diferencia de temperatura supone un proceso irreversible. En cualquier proceso irreversible se crea un exceso de entropía, y por tanto se debe arrojar más calor al foco frío, para deshacerse de esta entropía. Esto deja menos energía para realizar trabajo.

6.12. Entropía.

La entropía (S) es una medida del desorden en un sistema termodinámico. También se define como el posible número de maneras en las que las partículas y su energía pueden ser distribuidas en un sistema. Su unidad de medida es J·K^-1 mol^-1

6.13. El principio del incremento de entropía.

En todo proceso irreversible, la entropía del universo aumenta. “Los sistemas aislados al evolucionar, tienden a desordenarse, nunca a ordenarse”. La entropía entropía mide el grado de desorden o de orden del sistema y depende únicamente de los estados inicial y final de dicho sistema.

6.14. Diagramas T–S y H–S.

6.15. Ecuaciones Tds

6.15.1. Ecuaciones Gibbsianas

6.16. El cambio de entropía de sustancias puras.

La entropía de sistemas cerrados solo puede cambiar ante la existencia de transferencia de calor y/o irreversibilidades. Por lo tanto, la entropía de un sistema de masa fija no cambiará durante un proceso que es internamente reversible y adiabático.

6.17. El cambio de entropía de líquidos y sólidos.

6.18. El cambio de entropía de gases ideales.

Si la temperatura cambia durante el flujo de calor, debe mantenerla dentro de la integral para resolver el cambio de entropía. Sin embargo, si la temperatura es constante, se puede calcular simplemente el cambio de entropía como el flujo de calor dividido por la temperatura.

6.19. Eficiencias adiabáticas de algunos dispositivos de flujo permanente.

pcm barridos La eficiencia isentrópica (también llamada eficiencia adiabática o global) puede describirse como el cociente entre el trabajo real y el teórico del compresor para producir una capacidad dada (pcm)

7.Disponibilidad de energía y reacciones termodinámicas

7.1. Trabajo máximo

Es la cantidad de trabajo que un sistema termodinámico puede realizar. El concepto es útil en la termodinámica de procesos químicos o térmicos en la ingeniería y en la ciencia.

En una transformación isotérmica se cumple que Q = W, puesto que ΔU = 0. Esto significa que en una transformación isotérmica toda la energía que el sistema puede intercambiar en forma de calor, se transforma en trabajo.
Si la transformación además de isotérmica es reversible, el trabajo realizado por el sistema será el máximo posible entre los estados inicial y final de la transformación.
La condición de reversibilidad es necesaria puesto que si la presión exterior fuera apreciablemente menor, (en lugar de infinitesimalmente menor) que la presión del gas, el trabajo de expansión sería también menor.

Se desea llevar un sistema de un estado A a otro B y se dispone de dos sistemas auxiliares:

uno que sólo puede intercambiar trabajo, y otro que sólo puede intercambiar calor. El

teorema que presentamos aquí establece que el trabajo entregado es máximo (y el calor

entregado, mínimo) cuando el proceso A→ B es reversible.

Este teorema generaliza el resultado obtenido en el ejemplo que dimos más arriba (§). Para

demostrarlo, comencemos notando que las variaciones de energía interna y de entropía del

sistema serán iguales para todos los procesos que tengan como estados inicial y final a los

estados A y B, ya que tanto U como S son funciones de estado. Podemos pensar que cada

proceso está conformado por una sucesión de procesos infinitesimales, de manera que

Se desea llevar un sistema de un estado A a otro B y se dispone de dos sistemas auxiliares:

uno que sólo puede intercambiar trabajo, y otro que sólo puede intercambiar calor. El

teorema que presentamos aquí establece que el trabajo entregado es máximo (y el calor

entregado, mínimo) cuando el proceso A→ B es reversible.

Este teorema generaliza el resultado obtenido en el ejemplo que dimos más arriba (§). Para

demostrarlo, comencemos notando que las variaciones de energía interna y de entropía del

sistema serán iguales para todos los procesos que tengan como estados inicial y final a los

estados A y B, ya que tanto U como S son funciones de estado. Podemos pensar que cada

proceso está conformado por una sucesión de procesos infinitesimales, de manera que:

Se desea llevar un sistema de un estado A a otro B y se dispone de dos sistemas auxiliares:

uno que sólo puede intercambiar trabajo, y otro que sólo puede intercambiar calor. El

teorema que presentamos aquí establece que el trabajo entregado es máximo (y el calor

entregado, mínimo) cuando el proceso A→ B es reversible.

Este teorema generaliza el resultado obtenido en el ejemplo que dimos más arriba (§). Para

demostrarlo, comencemos notando que las variaciones de energía interna y de entropía del

sistema serán iguales para todos los procesos que tengan como estados inicial y final a los

estados A y B, ya que tanto U como S son funciones de estado. Podemos pensar que cada

proceso está conformado por una sucesión de procesos infinitesimales, de manera que:

7.1.1. Trabajo máximo que intercambia calor con la atmósfera y un depósito a TR.

7.1.2. Trabajo reversible e irreversibilidad.

Durante la expansión, el trabajo realizado en los alrededores es de magnitud W = R P dV , donde P se puede tomar como la presión del sistema. El trabajo realizado por el sistema es NRT1 ln (V2/V1). Al final de la expansión isotérmica, por tanto 1. Los alrededores han recibido trabajo W 2. Los alrededores han entregado calor, Q, que es numéricamente igual que W. Ahora deseamos restaurar el sistema a su estado inicial, justo como hicimos en la expansión libre. Para hacer esto necesitamos realizar trabajo sobre el sistema y extraer calor del sistema, al igual que como hicimos en la expansión libre. De hecho, ya que nosotros estamos haciendo una transición entre los mismos estados a lo largo de la misma trayectoria, el trabajo y el intercambio de calor son iguales que aquellos para el proceso de la compresión examinado anteriormente. Sin embargo, el resultado total de restaurar el sistema al estado inicial es absolutamente diferente para la expansión reversible que para la expansión libre. Para la expansión reversible, el trabajo necesario sobre el sistema para comprimirlo tiene la misma magnitud que el trabajo realizado durante el proceso de expansión. De hecho, podríamos levantar un peso durante la expansión y después bajarlo durante el proceso de compresión. Similarmente el calor agregado al sistema por los alrededores durante el proceso de expansión tiene la misma magnitud que el calor recibido durante el proceso de compresión. El resultado es que, cuando el, sistema ha sido restaurado a su condición inicial, también ha sido restaurado los alrededores. No existe rastro de todo el proceso tanto en el sistema como en los alrededores. Esto es otro significado de la palabra "reversible".

7.2. Eficiencia de la segunda ley

Nicolás Léonard Sadi Carnot (1796 - 1832) fue hijo de Lazare Carnot, conocido como el Gran Carnot, y tío de Marie François Sadi Carnot, que llegó a ser Presidente de la República Francesa. Sadi Carnot fue un ingeniero y oficial de la milicia francesa y es el pionero y fundador en el estudio de la Termodinámica. Hay quienes conceden a Sadi Carnot ser el padre de la Termodinámica, pero su condición de ingeniero indigna a algunos físicos quienes dan la paternidad de la Termodinámica a William Thomson (Lord Kelvin) y a Plank, inclusive se menciona que el concepto de Ciclo Carnot quizá viene de la influencia de Emile Clapeyron quien en 1934 analizó y realizó gráficos del ensayo de Sadi Carnot. Licenciado en la Escuela Politécnica, en 1824 publicó Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas adecuadas para desarrollar esta potencia, en donde expuso los dos primeros principios de la termodinámica. Estos trabajos, poco comprendidos, inclusive despreciados por la comunidad científica (algunos físicos prominentes) de la época, fueron más tarde conocidos en Alemania por Rudolf Clausius, que fue quien los difundió y William Thomson (lord Kelvin) quien hizo lo propio en el Reino Unido. Cabe mencionar que el ensayo de Carnot fue recogido por Clausius y Thompson para formular de una manera matemática, las bases de la termodinámica. Como reconocimiento a las aportaciones pioneras, el principio de Carnot se rebautizó como principio de CarnotClausius. Este principio permite determinar el máximo rendimiento de una máquina térmica en función de las temperaturas de su fuente caliente y de su fuente fría. Cuando Luis XVIII envió a Carnot a Inglaterra para investigar el elevado rendimiento de sus máquinas de vapor, se dio cuenta que la creencia generalizada de elevar la temperatura lo más posible para obtener el vapor mejoraba el funcionamiento de las máquinas. Poco después descubrió una relación entre las temperaturas del foco caliente y frío y el rendimiento de la máquina. Como corolario se obtiene que ninguna máquina real alcanza el rendimiento teórico de Carnot (obtenido siguiendo el ciclo de Carnot), que es el máximo posible para ese intervalo de temperaturas. Toda máquina que sigue este ciclo de Carnot es conocida como máquina de Carnot. Sadi Carnot no publicó nada después de 1824 y es probable que él mismo creyera haber fracasado. Su pensamiento es original, único en la historia de la ciencia moderna, pues a diferencia de lo que le sucede a muchos otros científicos, no se apoya en nada anterior y abre un amplio campo a la investigación

7.3. Energía asociada con energía interna, cinética y potencial, Pv y H.

La energía interna es el resultado de la contribución de la energía cinética de las moléculas o átomos que lo constituyen, de sus energías de rotación, traslación y vibración, además de la energía potencial intermolecular debida a las fuerzas de tipo gravitatorio, electromagnético y nuclear.

Relación entre energía cinética, potencial y mecánica en el m.a.s. La suma de la energía cinética y la potencial en un movimiento armónico simple siempre es constante en cualquier instante de tiempo y en cualquier posición del cuerpo.

7.3.1. Cambio de disponibilidad de energía (energía) de un sistema.

Esto se refleja en la ecuación de Helmholtz: ∆U = Q + W Donde ΔU denota el cambio en la energía interna, Q denota calor y W denota trabajo. Podemos notar a partir de la fórmula que la energía interna de un sistema aislado, es decir, uno que no intercambia energía o masa con el medio ambiente, es constante.

Es la cantidad de energía que el individuo (o el atleta) tiene para llevar a cabo las funciones del organismo después de sustraer la energía que se utiliza en el ejercicio

 

7.4. Transferencia de energía por calor, trabajo y masa.
7.5. El principio de disminución de energía.
7.6. Balance de energía.
7.7. Relaciones de Maxwell.
7.8. La ecuación de Clapeyron.
7.9. Relaciones generales para dU, dH, dS, Cv y Cp
7.10. El coeficiente Joule – Thomson.
7.11. Cambios de energía interna, entalpía y entropía de gases reales.