Guía Termodinámica Fluidos

Guía: Mecánica de Fluidos y Fundamentos de Termodinámica. Elaborada por: Prof. Ing. Larry Segueri
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‘PROGRAMA NACIONAL DE FORMACION EN HIGIENE Y
SEGURIDAD LABORAL
Elaborado por: Prof. Ing. Larry Segueri
Enero, 2020

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Introducción:
El siglo XIX asistirá a la progresiva puesta en práctica de los hallazgos de la ciencia y los experimentos, con
dos extensos grupos de aplicaciones: el de la electricidad y el del calor.
Y al mismo tiempo tienen lugar dos grandes síntesis científicas: primero la del calor y la energía, que darán
lugar a la ciencia de la Termodinámica, y después la de la electricidad, el magnetismo y la luz, que hallarán
explicación conjunta con la teoría electromagnética.
La Termodinámica se puede definir como la ciencia de la energía. Aunque todo el mundo tiene idea de lo que
es la energía, es difícil definirla de forma precisa. La energía se puede considerar como la capacidad para causar
cambios. El término termodinámica proviene de las palabras griegas therme (calor) y dynamis (fuerza), lo cual
corresponde a lo más descriptivo de los primeros esfuerzos por convertir el calor en energía. En la actualidad,
el concepto se interpreta de manera amplia para incluir los aspectos de energía y sus transformaciones, incluida
la generación de potencia, la refrigeración y las relaciones entre las propiedades de la materia.
La Termodinámica, en general, tiene por objeto el estudio de las leyes de transferencia de calor en sistemas en
equilibrio.
Toda ciencia posee un vocabulario único y la termodinámica no es la excepción. La definición precisa de
conceptos básicos constituye una base sólida para el desarrollo de una ciencia y evita posibles malas
interpretaciones. El objetivo de esta unidad es definir los términos básicos de la termodinámica. En capítulos
posteriores, se introducirán y definirán conceptos adicionales; sin embargo, los definidos aquí son suficientes
para iniciar el estudio de la termodinámica.
El punto de partida de la mayor parte de consideraciones termodinámicas son las llamadas leyes o principios de
la Termodinámica. En términos sencillos, estas leyes definen como tienen lugar las transformaciones de energía.
Con el tiempo, han llegado a ser de las leyes más importantes de la ciencia.
Las sustancias simples y compresibles se emplean en muchos sistemas de ingeniería, incluyendo las plantas de
potencia, muchos sistemas de refrigeración y sistemas de distribución térmica que usan el agua o el vapor de
agua para transportar la energía. Además, las máquinas de combustión interna y externa se pueden estudiar en
forma práctica considerando que operan con sustancias simples y compresibles como fluidos de trabajo, aun
cuando en la realidad no sea así. Finalmente, algunas mezclas inertes de sustancias puras, por ejemplo, el aire
seco, pueden tratarse como sustancias puras con un pequeño error, lo que permite una extensión práctica
considerable a la aplicación de las relaciones entre propiedades que se desarrollarán para sustancias puras.
Estas notas de clase son una guía en el desarrollo de un curso de Física Térmica, en ningún momento
reemplazan a un texto guía, y por tanto debe complementarse con un texto guía para profundizar cualquier
tema tratado aquí. Se espera que sea de utilidad para entender con facilidad diversos temas que comprenden
las leyes de la termodinámica en pregrado.

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Termodinámica:
Definición: Es el estudio de las propiedades de sistemas de gran escala en equilibrio, en la que la temperatura
es una variable importante.
La Termodinámica es la rama de la Física que estudia a nivel macroscópico las transformaciones de la energía, y
cómo esta energía puede convertirse en trabajo (movimiento). Históricamente, la Termodinámica nació en el
siglo XIX de la necesidad de mejorar el rendimiento de las primeras máquinas térmicas fabricadas por el
hombre durante la Revolución Industrial.
Finalmente se puede decir que la termodinámica estudia el comportamiento de las sustancias, sus propiedades
volumétricas y energéticas (ecuaciones de estado, propiedades de fluidos reales), equilibrio entre fases (reacción
química). Así, como también, los procesos industriales tales como: calor, trabajo y energía, refrigeración.
Aplicaciones de la Termodinámica:
En la naturaleza, todas las actividades tienen que ver con cierta interacción entre la energía y la materia; por
consiguiente, es difícil imaginar un área que no se relacione de alguna manera con la termodinámica.
Comúnmente la termodinámica se encuentra en muchos sistemas de ingeniería y otros aspectos de la vida. Por
ejemplo, el corazón bombea sangre en forma constante a todo nuestro cuerpo, diferentes conversiones de
energía ocurren en billones de células y el calor corporal generado se emite en forma constante hacia el
ambiente. El confort humano tiene estrecha relación con la tasa de esta emisión de calor metabólico.
En la Termodinámica se encuentra la explicación racional del funcionamiento de la mayor parte de los
mecanismos que posee el hombre actual. La Termodinámica aporta los fundamentos científicos básicos que han
permitido la invención del motor de automóvil, de la turbina de gas de un avión y de una larga serie de
dispositivos tecnológicos de cuyos efectos nos beneficiamos a diario y de cuyo funcionamiento al menos en su
aspecto fundamental se responsabiliza plenamente esta ciencia. La Termodinámica estudia, interpreta y explica
las interacciones energéticas que surgen entre los sistemas materiales formulando las leyes que rigen dichas
interacciones.
III Unidad: Fundamentos de Termodinámica.Transformaciones yLeyes Termodinámica
1. Sustancias Puras.
Una sustancia que tiene una composición química fija en cualquier parte se llama sustancia pura. El agua, el
nitrógeno, el helio y el dióxido de carbono, por ejemplo, son sustancias puras.
La sustancia pura puede presentarse en distintas fases: sólido, líquido y gaseosa. Dependiendo de los valores de
presión y temperatura una sustancia puede estar como sólido, líquido o vapor o presentarse en dos o tres fases
a la vez.
Una sustancia pura no tiene que estar conformada por un solo
elemento o compuesto químico. Una mezcla de varios de estos
también puede ser una sustancia pura siempre y cuando la
mezcla sea homogénea.
Una mezcla de dos o más fases de una sustancia pura se sigue
considerando una sustancia pura siempre que la composición
química de las fases sea la misma.

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 Cambios de Fase.
Existen en la naturaleza muchas situaciones en que dos fases de una sustancia pura coexisten en equilibrio. El
agua existe como líquido y vapor dentro de una olla de presión. El agua sólida o hielo a la temperatura y
presión normales del ambiente comienza su proceso de condensación. A pesar de que todas las fases de las
sustancias son importantes, solo se estudiaran las fases de líquido y vapor y su mezcla.
En el estudio de la sustancia pura se toma como ejemplo el agua por ser una sustancia muy familiar.
 Líquido Comprimido y Líquido Saturado.
Un líquido que está a punto de evaporarse se llama líquido saturado; Así, el estado 2 (el agua existe como un
liquido que está listo para evaporarse) corresponde a un líquido saturado.
 Vapor Saturado y Vapor Sobrecalentado.
Un vapor que no está a punto de condensarse (es decir, no es vapor saturado) se denomina vapor
sobrecalentado; por lo tanto, el agua en el estado 5 es un vapor sobrecalentado.
 Mezcla Saturada.
En la fig. 6 podemos ver el cambio de fase líquida a fase vapor, a temperatura constante, de una sustancia
pura.
Los fluidos encajan dentro de dos categorías que en general
requieren un tratamiento diferente: los fluidos compresibles y
los fluidos incompresibles. Un fluido es compresible cuando al
variar la presión su volumen también varía notablemente
mientras que es incompresible cuando sucede lo contrario.
Considere un dispositivo de cilindro-embolo que contiene agua
líquida a 20 o
C y 1 atmósfera de presión (estado 1). En estas
condiciones el agua existe en fase líquida y se denomina líquido
comprimido o líquido subenfriado, lo cual significa que no está a
punto de evaporarse (Tsist. < Tsat.).
En la medida que se añade más calor, el proceso de evaporación
continuara hasta que prácticamente todo el liquido se evapora.
Un vapor que está a punto de condensarse se llama vapor saturado;
por lo tanto, el estado 4 es un estado de vapor saturado.
Cuando se transfiere más calor parte del liquido saturado se evapora; y
se tiene una mezcla de liquido vapor (Tsist.= Tsat.).
Una sustancia entre los estados 2 y 4 se conoce como vapor húmedo o
una mezcla saturada de líquido –vapor, debido a que en estos estados
las fases líquida y vapor coexisten en equilibrio.

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1.1. Temperatura de Saturación y Presión de Saturación.
 Temperatura de Saturación.
 Es la temperatura a la que una sustancia pura cambia de fase a una presión dada.
 Designa la temperatura a la cual se lleva a cabo la evaporación a una presión dada.
 “La temperatura a la que el agua comienza a hervir depende de la presión (presión del cilindro +
presión del embolo) en consecuencia si la presión es constante, lo mismo sucede con la temperatura
de ebullición”.
Por ejemplo, cuando se cocina en una olla de presión la temperatura de ebullición es superior a los 100ºC ya
que la presión que se consigue en una olla de presión es superior a los 101.35 kPa. En aquellos sitios que se
encuentran por encima del nivel del mar, la presión atmosférica disminuye en la medida que se asciende así
como la temperatura de saturación por lo que el tiempo de cocción en estos sitios es mayor.
 Presión de Saturación.
 Es la presión a la que una sustancia pura cambia de fase a una temperatura dada.
 Designa la presión a la cual se lleva a cabo la evaporación a una temperatura dada.
“La presión atmosférica y en consecuencia la temperatura de ebullición del agua disminuyen con la
altura”. Por tanto, la cocción tarda más a mayores alturas.
1.2.Estado de un Sistema.
En Termodinámica se dice que un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico cuando las variables
intensivas que describen su estado no varían a lo largo del tiempo.
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.
El estado de una sustancia viene definido por el valor de sus propiedades físicas (Masa, Volumen, Densidad,
Presión, Energía, Calor, etc.)
La experiencia nos dice que todas las magnitudes termodinámicas NO son independientes.
En la Fig. 7 se puede observar que la temperatura de
saturación aumenta con un incremento de la presión.
Cuando se cocina, las temperaturas de ebullición más altas
implican tiempos de cocción más cortos y ahorros de
energía.

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El estado termodinámico de un sistema se define especificando el valor del número mínimo de magnitudes
físicas macroscópicas a partir del cual el resto de las magnitudes del sistema quedan determinadas.
1.3.Propiedades Independientes.
Dos propiedades son independientes si una de ellas puede variar mientras la otra se mantiene constante. Por
ejemplo, la temperatura y el volumen específico son siempre propiedades independientes, y juntas fijan el
estado de un sistema compresible simple. Sin embargo, la temperatura y la presión son propiedades
independientes para sistemas de una sola fase, pero son propiedades dependientes para sistemas multifase.
1.4.Ecuación de Estado de un Gas Ideal.
Una ecuación de estado es una ecuación que relaciona, para un sistema en equilibrio termodinámico, las
variables de estado que lo describen. Tiene la forma general: 𝒇( 𝒑, 𝑽, 𝑻) = 𝟎
No existe una única ecuación de estado que describa el comportamiento de todas las sustancias para todas las
condiciones de presión y temperatura.
La ecuación de estado más sencilla es aquella que describe el comportamiento de un gas cuando éste se
encuentra a una presión baja y a una temperatura alta. En estas condiciones la densidad del gas es muy baja,
por lo que pueden hacerse las siguientes aproximaciones:
• No hay interacciones entre las moléculas del gas.
• El volumen de las moléculas es nulo.
La ecuación de estado que describe un gas en estas condiciones se llama ecuación de estado de un gas ideal.
La ecuación de estado de un gas ideal es el resultado de combinar dos leyes empíricas válidas para gases muy
diluidos: la ley de Boyle y la ley de Charles.
Ley de Boyle:
La ley de Boyle (1662) da una relación entre la presión de un gas y el volumen que ocupa a temperatura
constante. Dicha ley establece que el producto de la presión por el volumen de un gas a temperatura constante
es constante. Matemáticamente: 𝑷. 𝑽 = 𝒄𝒕𝒆
Ley de Charles:
La ley de Charles (1787) establece que, a presión constante, el cociente entre el volumen que ocupa un gas y su
temperatura, expresada en kelvin (K), es una constante.
Este valor de la temperatura se emplea para definir el cero en la escala absoluta (o Kelvin) de temperaturas.
Matemáticamente, la ley de Charles se expresa:
𝝊
𝑻
= 𝒄𝒕𝒆
Combinando en una sola ecuación la ley de Boyle y la ley de Charles se obtiene:
𝑷.𝝊
𝑻
= 𝒄𝒕𝒆
Para un mol de gas, la constante que aparece en el segundo miembro de la ecuación anterior es la constante
universal de los gases ideales R, por lo que la ecuación de estado de un gas ideal es:
𝑷. 𝝊 = 𝒏. 𝑹. 𝑻; Donde n es número de moles. El valor de R en el S.I es 𝑹 = 𝟖, 𝟑𝟏
𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
En la siguiente figura se ha representado el volumen que ocupa un gas
para distintas temperaturas a presión constante.
La recta representada en la figura es independiente del gas encerrado
en el recipiente, y corta con el eje horizontal a una temperatura (en
o
C) aproximadamente igual a - 273 o
C. Como se observa en la gráfica,
un gas a una temperatura inferior ocuparía un volumen negativo, por
lo que no pueden existir temperaturas inferiores.

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 Isotermas de un Gas Ideal.
La ecuación de estado de un gas ideal depende de tres variables (P, V, T), pero es posible representarla en dos
dimensiones con ayuda del diagrama de Clapeyron o diagrama P - V. Si en la ecuación de estado de un gas
ideal se fija el valor de la temperatura (por ejemplo T1), la ecuación resultante es:
𝑷 =
𝒏.𝑹.𝑻 𝟏
𝝊
; Que es la ecuación de una hipérbola. Gráficamente.
En general, la ecuación de los gases ideales puede ser escrita en distintas versiones:
i. 𝒎 = 𝒏. 𝑴 ; 𝑴 =
𝑹 𝒖
𝑹
; 𝑷. 𝑽 = 𝒏. 𝑹. 𝑻 (en función del número de moles).
ii. 𝑽 = 𝒎. 𝝊 ⇒ 𝝊 =
𝑽
𝒎
; 𝑷. 𝝊 = 𝒎. 𝑹. 𝑻 (en función de la masa).
iii.
𝑷 𝟏.𝑽 𝟏
𝑻 𝟏
=
𝑷 𝟐.𝑽 𝟐
𝑻 𝟐
(relacionando distintos estados de un sistema CERRADO)
 Ecuación de Estado. Factor de Compresibilidad Z.
La simplicidad de la ecuación de los gases ideales, ha llevado a modificarla o corregirla para poder ser aplicada
sin ningún tipo de restricción a gran número de gases con comportamiento real. La referida corrección se hace
introduciendo un factor en la ecuación, el cual recibe el nombre de Factor de Compresibilidad (Z). Así las
ecuaciones modificadas quedan como siguen:
i. 𝑷. 𝑽 = 𝒁. 𝒏. 𝑹. 𝑻 (en función del número de moles).
ii. 𝑷. 𝑽 = 𝒁. 𝒎. 𝑹. 𝑻 (en función de la masa).
iii.
𝒁 𝟐.𝑷 𝟏.𝑽 𝟏
𝑻 𝟏
=
𝒁 𝟏.𝑷 𝟐.𝑽 𝟐
𝑻 𝟐
(relacionando distintos estados de un sistema CERRADO)
La simple inspección de estas formulas permite deducir que cuando “Z” tiende a 1 (Z→1) el comportamiento
del gas se aproxima al de un gas ideal.
El factor de compresibilidad (Z), se obtiene comúnmente de una grafica (ver anexo) que se denomina
“Diagrama generalizado de compresibilidad”. El uso de este diagrama está basado en la Ley de Estados
Correspondientes.
Al usar el diagrama generalizado de compresibilidad para obtener el factor “Z”, se necesitara previamente
calcular dos parámetros adimensionales, estos son:
i. 𝑻 𝑹𝒆𝒅𝒖𝒄𝒊𝒅𝒂 =
𝑻 𝑺𝒊𝒔𝒕𝒆𝒎𝒂
𝑻 𝑪𝒓𝒊𝒕𝒊𝒄𝒂
ii. 𝑷 𝑹𝒆𝒅𝒖𝒄𝒊𝒅𝒂 =
𝑷 𝑺𝒊𝒔𝒕𝒆𝒎𝒂
𝑷 𝑪𝒓𝒊𝒕𝒊𝒄𝒂
iii. 𝑽 𝑺𝒆𝒖𝒅𝒐 𝑹𝒆𝒅𝒖𝒄𝒊𝒅𝒐 =
𝑽 𝑺𝒊𝒔𝒕𝒆𝒎𝒂
𝑽 𝑪𝒓𝒊𝒕𝒊𝒄𝒐 𝑰𝒅𝒆𝒂𝒍
=
𝑽 𝑺𝒊𝒔𝒕𝒆𝒎𝒂 .𝑷 𝑪𝒓𝒊𝒕𝒊𝒄𝒂
𝑹.𝑻 𝑪𝒓𝒊𝒕𝒊𝒄𝒂
Al igual como en todas las ecuaciones de estado, las presiones y temperaturas que se deben usar en estas
formulas deben ser ABSOLUTAS.
Cada valor de la temperatura sustituido en la
ecuación de estado da lugar a una hipérbola. Por
construcción, todos los puntos de una misma
hipérbola corresponden a estados en que el gas ideal
se encuentra a la misma temperatura, por lo que se
denominan isotermas. Cuanto mayor es la
temperatura, más arriba en el diagrama de Clapeyron
se encontrará su isoterma correspondiente.

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 Otras Ecuaciones de Estado.
La ecuación de estado del gas ideal es muy sencilla y su rango de aplicación es limitado. Lo que se desea es
tener ecuaciones que representen con exactitud el comportamiento P-υ-T de sustancias sobre una región más
grande sin limitaciones; dichas ecuaciones son más complicadas. Se han propuesto varias, pero aquí solo
mencionaremos tres a continuación:
i. Ecuación de Estado de Van Der Waals.
Es una de las más antiguas e incluye dos de los efectos no considerados en el modelo de gas ideal: las fuerzas
intermoleculares y el volumen ocupado por las propias moléculas. Esta dado por:
(𝑷 +
𝒂
𝝊 𝟐 ). ( 𝝊 − 𝒃) = 𝑹. 𝑻 ; b: volumen ocupado por las moléculas de gas; a/υ2
: explica las fuerzas
intermoleculares; P: presión ; T: temperatura.
𝒂 =
𝟐𝟕𝑹 𝟐
.𝑻 𝒄𝒓𝒊𝒕.
𝟐
𝟔𝟒𝑷 𝒄𝒓𝒊𝒕.
; 𝒃 =
𝑹.𝑹 𝒄𝒓𝒊𝒕.
𝟖𝑷 𝒄𝒓𝒊𝒕.
; Se determinan para cualquier sustancia a partir de los datos del punto critico
(A-1).
ii. Ecuación de Estado de Beattie – Bridgeman.
Es una de las mejor conocidas y razonablemente precisas; la misma se basa en cinco constantes determinadas
experimentalmente. Es decir:
𝑷 =
𝑹 𝒖.𝑻
𝝊̅ 𝟐 . (𝟏 −
𝒄
𝝊.𝑻 𝟑) . ( 𝝊̅ + 𝑩) −
𝑨
𝝊̅ 𝟐 ; Donde: 𝑨 = 𝑨 𝟎.(𝟏 −
𝒂
𝝊̅
) y 𝑩 = 𝑩 𝟎.(𝟏 −
𝒃
𝝊̅
) , ῡ: volumen
especifico molar.
Los valores de las constantes que aparecen en esta ecuación se proporcionan en la tabla A-4.
Maneja valores exactos para ρ ≤ 0,8 ρcrit.
iii. Ecuación de Estado de Benedict-Webb-Rubin
Es una de las más recientes y muy exactas; la misma se basa en ocho constantes. Es decir:
𝑃 =
𝑹 𝒖. 𝑻
𝝊̅
+ (𝑩 𝟎. 𝑹 𝒖 𝑻 − 𝑨 𝟎 −
𝑪 𝟎
𝑻 𝟐
).
𝟏
𝝊̅ 𝟐
+
𝒃. 𝑹 𝒖 . 𝑻 − 𝒂
𝝊̅ 𝟐
+
𝒂. 𝜶
𝝊̅ 𝟔
+
𝒄
𝝊̅ 𝟑. 𝑻 𝟐
. (𝟏 −
𝜸
𝝊̅ 𝟐
). 𝒆
𝜸
𝝊̅ 𝟐
Las constantes que aparecen en la ecuación se dan en la tabla A-4 para diversas sustancias.
 Energía Interna (U), Entalpia (h) y Calores Específicos (C) de Gases Ideales.
Cuando se examinen las tablas termodinámicas notaran otras propiedades como lo son: la energía interna (U),
la entalpia (h), la entropía (S). La entropía es una propiedad relacionada con la II Ley de la termodinámica y
no se usara por ahora. Pero el resto si es necesario introducirla.
Para un gas ideal sea demostrado matemáticamente y experimentalmente que la energía interna es función
únicamente de la temperatura. Esto es: U = U(T).
Utilizando la definición de entalpia y la ecuación de un gas ideal, se tiene que:
h = U + P.υ ; P.υ = R.T ; h = U + R.T
Como R es una constante y U es función de T, se deduce que la entalpia de un gas ideal es tambien función de
la temperatura únicamente: h = h(T)

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Por otra parte:
𝑪 𝒗 =
𝝏𝑼
𝝏𝑻
; 𝑪 𝒑 =
𝝏𝒉
𝝏𝑻
Entonces:
dU = Cv(T).dT
dh = Cp(T).dT
Integrando ambas ecuaciones, se tiene:
ΔU = U2 – U1 ≡ Cv.(T2 – T1) ; Δh = h2 – h1 ≡ Cp.(T2 – T1)
2. Sistemas: Abiertos, Cerrados y Aislados.
2.1 Sistema.
Un sistema se define como una cantidad de materia o una región en el espacio elegida para análisis. La masa o
región fuera del sistema se conoce como alrededores. La superficie real o imaginaria que separa al sistema de
sus alrededores se llama frontera y la misma puede ser fija o móvil. Ver fig. 8.
 Sistema Cerrado y Aislado.
Un sistema cerrado (conocido también como una masa de control), consta de una cantidad fija de masa y
ninguna otra puede cruzar su frontera. Es decir, ninguna masa puede entrar o salir de un sistema cerrado.
Pero la energía, en forma de calor y trabajo puede cruzar la frontera; y el volumen de un sistema cerrado
no tiene que ser fijo. Ejemplos de este tipo de sistemas son: un gas encerrado en un cilindro provisto de
un émbolo móvil, aire contenido en un globo, etc. (Fig. 9). Si, como caso especial, incluso se impide que la
energía cruce la frontera, entonces se trata de un sistema aislado, el cual es un caso particular de un
sistema cerrado que no percibe influencias del medio ambiente.
Si bien el sistema aislado es una idealización debido a la imposibilidad de construir fronteras
completamente impermeables, ciertas aproximaciones reales son muy buenas. Por ejemplo, una lata de
cerveza dentro de una cava de anime se comportaría como un sistema aislado.
 Sistema Abierto.
Conocido también como volumen de control, es una región elegida apropiadamente en el espacio.
Generalmente encierra un dispositivo que tiene que ver con un flujo másico, como un compresor, turbina

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o tobera. El flujo por estos dispositivos se estudia mejor si se selecciona la región dentro del dispositivo
como el volumen de control. Tanto la masa como la energía pueden cruzar la frontera de un volumen de
control.
Las fronteras de un volumen de control se conocen como superficie de control, y pueden ser reales o
imaginarias.
Un volumen de control puede ser fijo en tamaño y forma, como en el caso de una tobera, o bien podría
implicar una frontera móvil. Ejemplos de este tipo son: un calentador de agua, un motor de propulsión a
chorro, un aire acondicionado de ventana, etc. (Fig. 10)
3. Ley cero de la Termodinámica.
Cuando tocamos un objeto, el sentido del tacto nos proporciona la sensación que calificamos como caliente y
frío es decir decimos que un cuerpo está a mayor o menor temperatura que otro. Las variaciones de
temperatura las apreciamos por los cambios de intensidad de la sensación de calor pero este procedimiento de
naturaleza cualitativa no nos permite el acceso a su medición por lo que es necesario estudiar los conceptos
que nos llevan a la descripción de los diversos procedimientos de medida de la temperatura.
La ley Cero establece que si dos cuerpos se encuentran en equilibrio térmico con un tercero, están en equilibrio
térmico entre sí. La misma sirve como base para la validez de la medición de la temperatura. Si el tercer
cuerpo se sustituye por un termómetro, la ley cero se puede volver a expresar como dos cuerpos están en
equilibrio térmico si ambos tienen la misma lectura de temperatura incluso si no están en contacto.
4. Primera Ley de la Termodinámica.
También conocida como ley de la conservación de la energía establece que la energía es indestructible, siempre
que desaparece una clase de energía aparece otra. Esta ley también establece que al variar la energía interna en
un sistema cerrado se produce calor y trabajo.

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5. Energía.
Se define como la capacidad de producir un efecto; la energía puede cruzar la frontera de un sistema cerrado
en dos formas distintas: calor y trabajo.
5.1. Calor.
Es la forma de energía que se transfiere entre dos sistemas (o un sistema y sus alrededores) debido a una
diferencia de temperatura.
Un aspecto del calor que conviene resaltar es que los cuerpos no almacenan calor sino energía interna. El calor
es por tanto la transferencia de parte de dicha energía interna de un sistema a otro, con la condición de que
ambos estén a diferente temperatura.
Como forma de energía, el calor tiene unidades de energía, la más común es el kJ (o Btu).
𝑸 = 𝒎.(𝓤 𝒇 − 𝓤𝒊)
Dónde.
Q = Calor, m = Masa, Uf = Energía interna final, Ui = Energía interna inicial.
Mecanismos de transferencia de calor: conducción, convección y radiación.
5.2. Trabajo.
Es la transferencia de energía asociada con una fuerza que actúa a lo largo de una distancia. Se denota con la
letra W.
El trabajo se define también como una interacción de energía la cual no es causada por una diferencia de
energía.
Temperatura constante:
𝓦 𝟏→𝟐 = 𝑷 𝟏. 𝑽 𝟏. 𝐥𝐧
𝑽 𝟐
𝑽 𝟏
Presión constante:
𝓦 𝟏→𝟐 = 𝑷. 𝒎.(𝓤 𝟐 − 𝓤 𝟏)
Volumen constante:
𝓦 𝟏→𝟐 = 𝟎
El trabajo es también una forma de energía transferida como calor y por lo tanto tiene unidades de energía como KJ.
6. Diagramas P-v-T.
Las variaciones que experimentan las propiedades durante los procesos de cambio de fases se comprenden
mejor con la ayuda de diagramas de propiedades.
7. Propiedades y Tablas de Propiedades Termodinámicas.
7.1.Propiedades Termodinámicas.
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
Convención de signos:
La mayoría de los autores utiliza el siguiente
convencionalismo:
Trabajo realizado por un sistema se considera positivo (+).
Trabajo realizado sobre el sistema se considera negativo (-).

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observarse directamente, pero que pueden definirse mediante las leyes de la termodinámica. Dos de estas
propiedades son la energía interna y la entropía.
Las propiedades que caracterizan el estado de un sistema pueden dividirse en dos categorías: intensivas y
extensivas. Serán intensivas aquellas que no dependen de la masa del sistema; por ejemplo la temperatura, la
presión y la densidad. Aquellas que dependen de la masa del sistema como por ejemplo el volumen y el peso se
denominan extensivas. La división de dos propiedades extensivas entre sí da como resultado una propiedad
intensiva. Por ejemplo, la densidad definida tentativamente como la masa de un cuerpo entre su volumen
(ambas propiedades extensivas) es una propiedad intensiva. Por convención, salvo la presión y la temperatura,
las demás propiedades intensivas se representan con letras minúsculas a diferencia de las extensivas que se
representan con mayúsculas.
7.2. Tablas de Propiedades Termodinámicas.
Para la mayor parte de las sustancias, las relaciones entre propiedades termodinámicas son demasiado
complejas para expresarse por medio de ecuaciones simples; por lo tanto, las propiedades suelen presentarse en
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 (región húmeda).
Se dispone de tablas de varias sustancias y en general todas las tablas tienen la misma forma. Para cada
conjunto de valores de P y T (en un estado) viene acompañado de 4 variables S (entropía), h (entalpia), u
(energía interna), ν (volumen especifico).
Para H2O:
Agua saturada → Tablas de P y T.
Agua sobrecalentada → Tablas de T, P(Tsat), ν, u, h, S.
Liquido comprimido → Tablas de T, P(Tsat), ν, u, h, S.
Hielo saturado – Vapor saturado (Se parece a la tabla de temperatura de agua saturada).
Otras sustancias:
Refrigerante 12 → Saturado sobrecalentado.
Refrigerante 134 → Saturado sobrecalentado.
 Líquido Comprimido y Líquido Saturado.
El subíndice f se emplea para denotar propiedades de un líquido saturado y el subíndice g, para las
propiedades de vapor saturado. Otro subíndice utilizado es fg, el cual denota la diferencia entre los valores de
vapor saturado y líquido saturado de la misma propiedad.

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El líquido comprimido se encuentra en la región izquierda de la línea de líquido saturado Fig. 13. La literatura
no ofrece gran cantidad de datos en forma de tablas para los líquidos comprimidos o subenfriados. La variación
de las propiedades del líquido comprimido debido a la presión es muy ligera, mientras que con la temperatura
muestran mayor dependencia. En la mayoría de los casos, cuando no se dispone de tablas de líquido
comprimido para una sustancia pura, los datos sobre el líquido comprimido se pueden aproximar bastante al
usar valores de las propiedades del estado líquido saturado a la temperatura dada. Esto implica que los datos
del líquido comprimido dependen más de la temperatura que de la presión.
 Vapor Saturado y Vapor Sobrecalentado.
El vapor sobrecalentado se encuentra en la región derecha de la línea de vapor saturado. Fig. 14. Como la
región de sobrecalentamiento es de una sola fase, se necesitan dos propiedades intensivas para fijar o definir el
estado de equilibrio. Las tablas de vapor sobrecalentado presentan el volumen específico y otras propiedades
específicas como función de la presión y la temperatura.
 Mezcla Saturada.
En el proceso de evaporación, una sustancia pasa de su condición de líquido saturado a vapor saturado por lo
que la sustancia existe como parte líquida y como parte vapor. Esto es, es una mezcla de líquido y vapor
saturados. Fig. 13. Para analizar esta mezcla de manera apropiada, es necesario conocer las proporciones de las

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fases líquida y de vapor en la mezcla. Esto se obtiene al definir una propiedad llamada la calidad x como la
razón entre la masa de vapor y la masa total de la mezcla
Donde:
La calidad tiene importancia sólo dentro de la campana. No tiene significado en las regiones de líquido
comprimido o vapor sobrecalentado. Su valor se encuentra entre 0 y 1. Para calcular las propiedades de la
sustancia dentro de la región líquido-vapor, se debe conocer el porcentaje de vapor saturado presente en la
mezcla líquido-vapor es decir, el valor de la calidad.
En una mezcla saturada de líquido-vapor, el volumen ocupado por la mezcla se puede expresar como:
Como:
Sustituyendo en (iii) se puede escribir la siguiente expresión:
Dividiendo por la masa:
Observe que la relación mg/m representa el porcentaje en masa de vapor saturado en la mezcla y es lo que se
conoce como calidad, mientras que la relación mf/m representa el porcentaje en masa de líquido saturado en la
mezcla y se denomina humedad, pudiéndose expresar como (1-x).
Así, la expresión (vi) para el volumen específico de la mezcla saturada líquido-vapor, queda de la siguiente
forma:
La ecuación (vii) se puede generalizar para calcular cualquier propiedad específica dentro de la región líquido-
vapor.
Información de interés.
TSat =Temperatura de saturación hf =Entalpia en fase liquida hfg = Entalpia en mezcla
saturada liquido vaporTDada = Temperatura dada. hg =Entalpia en fase gaseosa
PDada = Presión dada S =Entropía ufg =Energía interna en
mezcla saturada liquidaPSat. = Presión de saturación Sf =Entropía en fase liquida
(i)
(ii)
(iii)
(iv)
(v)
(vi)
(vii)
(viii)

Página 15
ν = Volumen especifico Sg =Entropía en fase gaseosa vapor
νf = Volumen especifico en fase liquida x=Calidad Sfg =Entropía en mezcla
saturada liquida vapor
νg = Volumen especifico en fase gaseosa mg=Masa de vapor
u =Energía interna mf =Masa liquida νf = Volumen especifico en
mezcla saturada liquida
vapor
uf =Energía interna en fase liquida mT =Masa total
ug =Energía interna en fase gaseosa V = Volumen
h = Entalpia ν = V/m
Liquido
Comprimido
Liquido
Saturado
Mezcla Saturada de Liquido
y Vapor
Vapor Saturado
Vapor
Sobrecalentado
TSat ˃ TDada x = 0 uf ≤ u ≤ ug x = 1 TDada ˃ TSat.
PDada ˃ PSat. h = hf uf ≤ u ≤ ug h = hg PSat. ˃ PDada
νf ≥ ν ≤ νg ν = νf hf ≤ h ≤ hg ν = νg νf ≤ ν ≥ νg
uf ≥ u ≤ ug S = Sf Sf ≤ S ≤ Sg S = Sg uf ≤ u ≥ ug
hf ≥ h ≤ hg u = uf u = uf + xufg u = ug hf ≤ h ≥ hg
x no existe ν = νf + xνfg Sf ≤ S ≥ Sg
S = Sf + xSfg x no existe
x = mg/mT ; mT = mf + mg

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