Tema 1 Primer Principio de Termodinámica

1. Tema 1 Primer Principio de Termodinámica

2. CONTENIDO 1.- Trabajo, Calor, Energía. 2.- El Primer Principio de la Termodinámica. Energía Interna (U) 3.- Entalpía (H) 4.- Capacidad Calorífica 5.- Cálculo de U y de Hen procesos sencillos de sistemas cerrados

3. uff, uff . Distancia que se desplaza el objeto Fuerza W=F x [N.m=J] X1 X2 distancia Trabajo=área Fuerza aplicada Trabajo realizado por el hombre Energía = Capacidad para realizar un trabajo LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA PRIMER PRINCIPIO Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía

4. se acelera La energía potencial se transforma en energía cinética La pérdida de energía potencial acelera el deslizamiento del objeto Reacción Química cae Cambio de Fase LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA PRIMER PRINCIPIO energía química (carbón) energía interna (agua líquida vapor de agua) el vapor se expande Trabajo energía cinética

5. Pext Pext Unidades Pint dx Pint Pext > Pint 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. TRABAJO (PV) Estado inicial Pext = Pint Equilibrio mecánico Estado final Pext = Pint

6. Pext Pext • Frente a Pext=P2 constante 2 Pint dx Pint Pext < Pint Pext = Pint Estado Final 2 TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) P 1 P’ V V’ 2 etapas Estado Inicial 1

7. Pext Pext • Frente a Pext=P2 constante Irreversible Pint dx Pint Pext < Pint Pext = Pint P 1 Reversible Estado Final 2 • Gas Ideal 2 • G I y T=cte V TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) 1 P 2 V • Expansión Reversible  etapas Estado Inicial 1

8. 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. CALOR Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. la T sistema varía hasta igualar la Talrededores Unidades : Julio 1 cal = 4.184 J

9. T=20ºC T=40ºC Estado Final 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. PRIMER PRINCIPIO Q Estado Inicial

10. calor Trabajo mecánico Trabajo eléctrico LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA PRIMER PRINCIPIO El calor y el trabajo son formas equivalentes de variar la energía de un sistema Joule

11. 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. Calor y el trabajo se “distinguen” por su efecto sobre las moléculas del entorno Q W

12. 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. TRABAJO Transferencia electrónica SISTEMA BANCO efectivo CALOR • son formas de variar la E del sistema • noson funciones de estado • no es “algo” que posea el sistema cheques

13. Criterio de signos W > 0 W < 0 SISTEMA Q > 0 Q < 0 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA.

14. 1.- TRABAJO. CALOR, ENERGÍA. ENERGÍA La energía es la capacidad para hacer un trabajo E debida a la posición del sistema en un campo de fuerzas (gravitacional, eléctrico, magnético) y a su movimiento en conjunto: Eotras Esistema= U+ Eotras • Energía Interna, U • característica del sistema (Et, Er,Ev de moléculas) • depende del estado de agregación del sistema Unidades: Julio (J) La energía es una función de estado La energía es una propiedad extensiva Puedo definir una propiedad intensiva

15. Función de estado • Magnitud extensiva Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) • Realizando un trabajo • Calentándolo Þcalor 1er Principio de laTermodinámica DU = Q + W 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. ENERGÍA No es posible conocer la energía de un sistema, sólo conocemos su cambio en un proceso U=U2-U1 ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado?

16. 1er Principio de laTermodinámica DU = Q + W 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. Proceso Cíclico A→A A P B Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía V

17. 1er Principio de laTermodinámica DU = Q + W 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. Proceso Cíclico A→A A P U  función de estado B Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía V

18. Proceso a V = cte V2 = V1dV=0 Þ DU = Q + 0 = Q • Nuevo significado de DU = QV • Nos da una forma de determinar DU 2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA. ENERGÍA INTERNA V v

19. P=cte QP 3.- ENTALPÍA. • Función de estado Hf(T,P,V,U) • Propiedad extensiva • Unidades de energía (J) Entalpía (H) H  U + PV Proceso a P = cte 1º Principio U=Q+W U=U2-U1 = H v H2 H1 • Nos da una forma de determinar H

20. Si P=cte 3.- ENTALPÍA. H  U + PV • Una forma de determinar U = QV • Una forma de determinar H = QP Q=I.V.t Relación entre DH y DU DH = DU + D(PV) DH = DU + PDV DH @ DU proceso sól/líq (PV) = PV+VP+PV = P2V2-P1V1

21. Capacidad Calorífica 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. El Q se definió como la energía trasferida como consecuencia de una diferencia de T • si no hay cambio de fase • ni reacción química Capacidad calorífica de una sustancia: cantidad infinitesimal de calor necesaria para elevar su T en una cantidad dT . [J×K-1] • Depende de la naturaleza de la propia sustancia • Puesto que Q depende de la trayectoria del cambio de estado, • para definir C hay que definir la trayectoria

22. Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. [J×g-1×K-1] 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. • Puesto que QV = U y QP = H • en un sistema cerrado, en equilibrio o proceso reversible y sólo W(P-V) es posible definir : Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte p. Intensivas f=(T,P,V) U,Hf(T,P,V)

23. 25 CP 300bar (J/g.K) 500bar 5 1bar 0 350 t (ºC) 650 30 CP 400ºC 350ºC 500ºC 5 600ºC 0 0 500 P (bar) 1000 CPf(T,P,V) 150bar H2O Differential Scanning Calorimetry (DSC) (J/g.K) CP > 0 CP ≠ CV CV > 0

24. 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. ¿Cuál es la relación entre CP y CV?

25. 4.- CAPACIDAD CALORÍFICA. ¿Cuál es la relación entre CP y CV? Gas Ideal Gas Ideal CP-CV = nR

26. 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados De forma general • En un proceso cíclico

27. T 100ºC H2O 1at tiempo 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados • Cambio de Fase a T y P constante • El QP se emplea en V y en U, • que depende del estado de agregación

28. T 100ºC H2O 1at tiempo 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados • Proceso Isobárico (Pcte) sin cambio de fase P=cte Si CP cte P=cte • Proceso Isocórico (Vcte) V=cte Si CV cte V=cte

29. 0 0 rev. o irrev. P cte U=0 H=0 rev. T cte Q = -W 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados • Cambio de estado de un Gas Ideal G I Si CV cte G I Si CP cte • Proceso Isotérmico (T=cte) de un Gas Ideal G I

30. Si CV cte Si CP cte 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados 0 • Proceso Adiabático (Q=0) de un Gas Ideal • Proceso Adiabático (Q=0) Irreversible (P cte) de un G.I.

31. Si CP cte 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados 0 • Proceso Adiabático (Q=0) de un Gas Ideal • Proceso Adiabático (Q=0) Reversible de un Gas Ideal

32. 4.- CÁLCULO DE U y H en procesos sencillos de sistemas cerrados • Proceso Adiabático (Q=0) Reversible de un Gas Ideal P T=cte Q = 0 V G I