El documento describe las leyes de los gases ideales y los conceptos básicos de la termodinámica. Explica que la presión y el volumen de un gas ideal están relacionados por las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac. También define la ecuación de estado de un gas ideal y los conceptos de trabajo, calor y energía interna. Por último, introduce la primera ley de la termodinámica sobre la conservación de la energía.

1. Sistemas termodinámicos

2. Gases ideales
 Para simplificar el estudio de los gases, a
veces, se considera que las partículas
que los forman son puntuales y que no
existen fuerzas de interacción entre ellas,
excepto cuando chocan entre sí o bien
con las paredes del recipiente que las
contiene. Los gases reales se aproximan
al comportamiento ideal cuando se
encuentran sometidos a bajas presiones y
altas temperaturas.

3. Leyes de los gases
 Ley de Boyle- Mariotte: relaciona la
presión de un gas con el volumen que
ocupa en una transformación isotérmica, a
temperatura constante, estableciendo que
el producto de la presión por el volumen
en el estado inicial es igual al producto de
la presión por el volumen en el estado
final: P1 V1 =P2V2= Constante

4. Ley de Boyle- Mariotte

5. Ley de Charles
 Relaciona el volumen que ocupa un gas con
su temperatura en una transformación
isobara, a presión constante, expresa que el
volumen ocupado por un gas es proporcional
a su temperatura. Es decir, si V1 es el
volumen que ocupa un gas a temperatura T 1
y V2 es el volumen que ocupa la misma masa
de gas a temperatura T2, se verifica:
 V1 = V2

6. Ley de Gay Lussac
 Relaciona la presión a que se encuentra
sometido un gas con su temperatura en una
transformación isócora, a volumen
constante, establece que la presión de un
gas es directamente proporcional a su
temperatura, es decir que, si la temperatura
es T1 el gas se encuentra a una presión P 1,
siendo P2 la presión correspondiente a la
temperatura T2, se cumple: P1 = P2
T1 T 2

7. Ecuación de estado de un gas ideal
 PV=nRT
 R = 0,082 atm L
K mol
n=m
M
m es la masa del gas del sistema y M la
masa molecular del mismo.

8. Calor y trabajo
 En el enfoque macroscópico de la
termodinámica, se describe el estado de un
sistema mediante el uso de variables tales
como presión, volumen, temperatura y
energía interna. Cabe señalar que un estado
macroscópico de un sistema aislado ( ej: un
gas que contiene un solo tipo de moléculas)
sólo se puede especificar si el sistema está
en equilibrio térmico interno, para ello todas
las partes del sistema deben estar a la
misma presión y temperatura.

9. Trabajo realizado por un gas
 Por ejemplo, un gas contenido en un cilindro
dotado de un émbolo móvil, ocupa un
volumen V, a una presión P. Cuando el gas
se expande a presión constante, el volumen
aumenta en ΔV, el trabajo realizado por el
gas es : W = P (Vf-Vi)

10. Trabajo realizado por un gas
 El gas se debe expandir poco a poco para
que el sistema permanezca en equilibrio
termodinámico.
 En general, el W realizado en una expansión
de cierto estado inicial a un estado final es el
área bajo la curva en un diagrama PV.

11. Trabajo realizado por un gas
 En este caso la presión del gas se reduce
por enfriamiento a volumen constante Vi
y luego el gas se expande a presión
constante: W = Pf (Vf-Vi)

12. Trabajo realizado por un gas
 En este segundo ejemplo el gas se
expande a presión constante P i y después
su presión se reduce a Pf a volumen
constante Vf: W = Pi (Vf-Vi) el cual es
mayor que el trabajo realizado en el caso
anterior.

13. Trabajo realizado por un gas
 En este tercer ejemplo tanto P como V
varían de manera continua, el W realizado
tiene cierto valor intermedio respecto de los
procesos anteriores y para evaluar el trabajo
se debe conocer la forma de la curva PV. En
conclusión, el trabajo realizado depende de
los estados inicial, final e intermedios del
sistema.

14. Equilibrio termodinámico
 Existe cuando no hay una fuerza externa
que actúe sobre el sistema y la
temperatura es la misma que la de sus
alrededores. Esta condición requiere que
no realice trabajo alguno ni sobre el
sistema ni por el sistema, y que no haya
intercambio de calor entre el sistema y
sus alrededores.

15. Esquema de un proceso

16. Energía Interna (Δυ)
 Puesto que la energía que posee el sistema
debe conservarse, el cambio en la energía
interna es: Δυ = U2 – U1; debe representar la
diferencia entre el calor neto ΔQ absorbido por
el sistema y el ΔW que realiza el sistema sobre
sus alrededores. Δυ = ΔQ - ΔW
 El cambio de la energía interna se define
exclusivamente en términos de las cantidades
mensurables calor y trabajo.

17. Primera ley de la termodinámica
 Es una nueva exposición del principio de la
conservación de la energía: La energía no puede
crearse o destruirse, sólo transformarse de una
forma en otra.
 Al aplica esta ley a un proceso termodinámico se
observa: ΔQ = Δυ + ΔW
 La Primera ley expresa que en cualquier proceso
termodinámico, el calor neto absorbido por un
sistema es igual a la suma del trabajo neto que
éste realiza y el cambio de su energía interna.

18. Convención de signos de la
primera ley

19. Convención de signos para W y Q
 + calor: energía que entra al sistema
 + trabajo: energía que sale del sistema
 - calor: energía que sale del sistema
 - trabajo: energía que entra al sistema
 Con una transferencia de calor (+),
calentamos el sistema y con transferencia
negativa, enfriamos el sistema. De igual
modo, el trabajo que efectúa el sistema es
positivo, y el trabajo que se efectúa sobre el
sistema es negativo.

20. Conservación de la energía
 Teniendo en cuenta que:
 E ent – E sal = ΔU del sistema
 Q – W = ΔU
 Aplicando el primer principio a sistemas
cerrados en donde no hay intercambio de
masa.
 ΔU = Q – W
 En los sistemas aislados ΔI = 0

21. Aplicaciones del primer principio
 Procesos cíclicos:
 El estado final coincide con el inicial:
 ΔT = 0; ΔI = 0; ΔV = 0 el primer principio se
reduce a: Q = W, el trabajo neto realizado
por el ciclo es igual al calor neto absorbido.

22. Aplicaciones del primer principio
 Proceso isócoro: V = constante
 W = P ΔV = 0
 Q = ΔI; el calor entregado se almacena
como energía interna.

23. Aplicaciones del primer principio
 Proceso isobárico: P = constante
 W = P (Vf-Vi)
 Q = ΔI + P (Vf-Vi)

24. Aplicaciones del primer principio
 Procesos adiabáticos: no hay intercambio
de calor.
 ΔI = -W
 Se interpreta que:
 Si el sistema realiza W: W > 0 y ΔI < 0
 Si se hace trabajo sobre el sistema:
W < 0 y ΔI > 0 gana energía

25. Procesos adiabáticos

26. Procesos adiabáticos
 A medida que el gas se expande, efectúa
trabajo sobre el émbolo, pero pierde energía
interna y la temperatura disminuye. Si el
proceso se invierte forzando al émbolo a
descender, entonces el trabajo se realizará
sobre el gas, ( - ΔW) y habrá un incremento
en la energía interna, de modo que: -
ΔW = ΔU
 En este ejemplo la temperatura se eleva.

27. Proceso estrangulación

28. Aplicaciones del primer principio
 Procesos isotérmicos: T = 0 implica ΔI = 0
 Q = ΔW distinto de cero
 Ej: el gas está en contacto térmico con un
depósito de calor, si la presión del gas es
infinitesimalmente mayor que la presión
atm, el gas absorbe calor del depósito, se
expande y eleva el émbolo. Durante esta
expansión a cierto volumen final, Vf y
presión final Pf, se transfiere del depósito
al gas el calor suficiente para que la
temperatura sea constante, Ti.

29. Aplicaciones del primer principio
 Procesos isotérmicos y adiabáticos:
dispositivos