conceptos basicos de termodinamica

1. FACULTAD DE CIENCIAS
AGRARIAS
ESCUELA DE INGENIERIA AGRICOLA
TERMODINAMICA
APLICADA
ING. CARLOS CASTAÑEDA ESQUEN
MECANICO - ELECTRICISTA

2. PRIMERA SEMANA
CAPITULO I: DEFINICIONES Y
LEY CERO DE LA
TERMODINAMICA

3. CONTENIDO
1. Introducción
2. Aplicación
3. Unidades
4. Sistemas
5. Propiedades Termodinámicas
6. Estado
7. Equilibrio termodinámico
8. Función de estado
9. Proceso o transformación
10. Temperatura y Ley Cero de la
Termodinámica
11. Densidad y Volumen Específico
12. Presión
13. Ecuaciones de Estado

4. ¿Por qué necesitamos estudiar
TERMODINAMICA?
La Termodinámica es esencial para la química. Explica por qué las
reacciones tienen lugar y nos permite predecir la cantidad de calor que
liberan y el trabajo que pueden realizar.
Forma parte de nuestras vidas, ya que las grandes cantidades de energía
extraída de los productos naturales y los recursos energéticos aportados
por los alimentos que ingerimos, están gobernados por Principios
termodinámicos.
Porque como ingenieros nos interesa el optimo aprovechamiento de la
energía para fines que sirvan a la humanidad (electricidad, calefacción,
combustión, refrigeración) y para optimizar el uso de la energía debemos
conocer las leyes que rigen su transformación
1. INTRODUCCION

5. Lavoiser
1743- 1794
Carnot
1796-1832
Joule
1818-1889
Kelvin
1820-1907
Clausius
1822-1888
Gibbs
1839-1903
S. XVIII S. XIX S. XXI
Ley conservación de la
materia
Análisis de las
máquinas térmicas
Entropía
Escala de
temperaturas
Ecuaciones fundamentales
entre propiedades
Equivalencia entre
calor y trabajo

6. CONCEPTOS BASICOS
ENERGIA
Es difícil dar una definición precisa de ella
Se podría definir como :
* Es la capacidad de producir cambios.
* Es la capacidad que tiene un cuerpo de producir
trabajo o transferir calor.

8. Termodinámica
Es la ciencia que estudia la energía y las
diversas formas en que ésta se manifiesta
Su nombre proviene de dos vocablos griegos:
thermos (calor) y dynamic (potencia)
Las leyes que rigen las transformaciones de
unas formas (de energía) en otras son:
 Ley de la conservación de la masa
 Ley de la conservación de la energía
 Ley de la degradación de la energía

9. Termodinámica
Clásica y Estadística
Termodinámica Clásica: enfoque macroscópico,
el estudio no requiere un conocimiento del
comportamiento individual de las partículas.
Proporciona una manera directa y fácil para
resolver problemas de ingeniería.
Termodinámica Estadística: el estudio se basa
en el comportamiento promedio de grandes grupos
de partículas individuales, es un enfoque
microscópico, su estudio se basa en la mecánica
quántica y mecánica estadística.

10. 2. AREAS ESPECIFICAS DE APLICACION
• Motores
• Turbinas
• Centrales eléctricas
• Sistemas de propulsión para aviones y cohetes
• Sistemas criogénicos de separación y licuefacción de
gases

11. APLICACIONES
• Sistemas de calefacción, ventilación y aire
acondicionado.
• Sistemas de energías alternativas (células de
combustible, dispositivos termoeléctricos y termoiónicos,
sistemas solares, sistemas geotérmicos)
• Aplicaciones biomédicas (sistemas de apoyo a la vida,
órganos artificiales)

12. 3. UNIDADES
• SISTEMA INTERNACIONAL (SI)
Masa (Kg)
Longitud (m)
Tiempo (Seg)
• SISTEMA INGLES
Masa (lbm)
Longitud, pie (ft)
Tiempo (seg)

13. 4. Sistema Termodinámico
Sistema: Es una porción del universo (una cantidad
de materia o una región en el espacio), separada
del resto con propósitos de estudio.
Alrededores o Entorno: Es la masa o región fuera
del sistema ( el resto del universo ).
Frontera: Superficie real o imaginaria que separa al
sistema de sus alrededores. La frontera puede ser
fija o móvil, matemáticamente tiene espesor cero y
por ello no tiene masa ni volumen.
•Un sistema interactúa con sus alrededores
intercambiando masa y/o energía

14. Tipos de sistemas
Materia
Energía
Abierto
Materia
Cerrado
Materia
Energía
Aislado
Puede
intercambiar

15. Sistemas Sistema
cerrado
energía
energía
materia
materia
Sistema
abierto
energía
energía
materia
materia
Sistema
aislado
energía
materia
materia Entorno
trabajo
Sistema
adiabático
calor
materia

16. 4.1 Sistema cerrado
También llamado masa de control : es aquel que
no intercambia masa con sus alrededores
Tiene masa constante, pero el volumen cambia.

17. NO
calor entra al sistema
SI
el sistema realiza trabajo
Q (+),
W (+),
La masa no puede cruzar las
fronteras de un sistema
cerrado (masa de control), pero
se puede agregar o eliminar
calor o trabajo (energía).
Un SISTEMA CERRADO con
frontera móvil, el sistema puede
realizar trabajo de expansión (+),
la masa permanece constante,
pero el volumen cambia

18. 4.2. Sistema abierto
También llamado volumen de control ; es aquel que
intercambia masa con sus alrededores.
A la frontera de un sistema abierto se le llama
superficie de control
Por lo general encierra a un dispositivo/equipo:
compresor, turbina, intercambiador de calor.

19. Tanto la masa como la
energía (calor y trabajo)
pueden cruzar las fronteras
de un volumen de control.
Un SISTEMA ABIERTO
(un VOLUMEN DE
CONTROL (VC)) con una
entrada y una salida
SI
SI

20. 4.3. Sistema aislado
Aquel que no intercambia ni masa ni
energía con sus alrededores
Un sistema aislado, puede cambiar
como consecuencia de fenómenos
espontáneos que ocurren
internamente cuando propiedades
como temperatura y presión
evolucionan hacia valores uniformes
Ejm: dos bloques sólidos que
inicialmente están a diferente
temperatura, y que luego de un
tiempo determinado alcanzan la
misma temperatura
SISTEMA
AISLADO
NO
NO

21. SISTEMA
ADIABATICO
NO
SI
No entra calor del exterior, Q=0
El sistema si realiza trabajo, hay
expansión (+ W) o compresión
del sistema (– W)
SI

22. El proceso tiene lugar demasiado rápido
como para que el calor perdido sea
reemplazado desde el entorno, por lo que
la temperatura desciende.
Emisión de aerosol por un pulverizador.
Motores de automóviles,
presentan fenómenos adiabáticos

23. Clasificación de fronteras
F
R
O
N
T
E
R
A
S
Rígidas
Móviles
Adiabáticas
Diatermanas
Impermeables
Semipermeables
Permeables
No dejan pasar el calor
Si dejan pasar el calor
Permiten el paso de sustancias
No permiten el paso de sustancias
Sólo permiten el paso de sustancias
hacia un lado de la pared
Diatérmicas

24. Pared permeable
Pared semipermeable
Pared impermeable

25. 60ºC 40ºC
60ºC 40ºC 60ºC 40ºC
Pared adiabática
50ºC 50ºC
Pared diatérmica

26. Y1
Y2
Dividimos el sistema en
dos partes por una
superficie imaginaria
y => magnitud cualquiera
Extensivas y = y1 + y2
Intensivas y = y1 = y2
•Energía
•Masa
•Volumen
•Presión
•Temperatura
•Densidad
Son características
macroscópicas que sirven para
describir el estado de un sistema.
Propiedades
1.Extensivas 2.Intensivas
Dependen de
la masa
No dependen
de la masa
5. Propiedades
Termodinámicas

27. 3. Propiedad Específica
Si dividimos una propiedad extensiva entre la masa,
resulta una propiedad específica.
m
S
s
específica
entropía
m
H
h
específica
entalpía
m
V
v
específico
volumen






Nota: Utilizaremos una letra mayúscula para representar una propiedad
extensiva (excepción: m por masa) y una minúscula para indicar la propiedad
intensiva asociada)

28. 6. Estado Termodinámico
Expresa la condición de un sistema en un instante dado;
dicha condición está definida por un conjunto de
propiedades
Estado Estacionario: cuando los valores de las
propiedades del sistema no cambian con el tiempo
Estado no Estacionario ó Estado Transitorio: cuando
las propiedades del sistema tienen valores que cambian
con el tiempo

29. Un sistema en dos estados diferentes

30. Un sistema en estado de equilibrio está descrito cuando
los valores de sus propiedades termodinámicas son
uniformes en todo el sistema. La termodinámica estudia
sistemas en equilibrio (procesos reversibles)
Equilibrio mecánico
Equilibrio térmico
Equilibrio químico
Equilibrio de fases
Presión
Temperatura
Composición química
Fases
uniformes
sistema
7. Equilibrio termodinámico

31. Equilibrio térmico
Temperatura constante en
todos los puntos del sistema
Equilibrio mecánico Todas las fuerzas están
equilibradas, P = Cte. No hay
cambio en la presión en ningún
punto del sistema con el tiempo
Equilibrio químico No hay cambios en la
composición química del
sistema, no ocurren reacciones
químicas
Equilibrio de fases La masa de cada fase alcanza
un nivel de equilibrio

32. 8. FUNCIONES DE ESTADO
1) Son relaciones matemáticas entre las propiedades de estado
que se obtienen por cálculos
2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de
dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y
final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.
DX = Xfinal –Xinicial
Si X es función de estado se cumple
( , , ....)
X f a b c

, ... , ...
......
b c a c
X X
dX da db
a b
 
   
  
   
 
   
Altura = función de estado
No distancia recorrida

33. Definición de proceso
9. Proceso termodinámico
-Es el cambio que experimenta
el sistema cuando cambia de un
estado a otro.
-La sucesión de estados por los
que pasa el sistema durante el
proceso se llama trayectoria
•Proceso cíclico
Aquel en que los estados
inicial y final coinciden
P
V
1
2
P
V
V1 V2
Trayectoria
del proceso

34. Trayectoria = Camino o ruta seguida para el cambio de estado

PROCESO termodinámico
Tipos de
procesos
• Isotérmico (T = cte)
• Isobárico (P = cte)
• Isocórico (V = cte)
• Adiabático (Q = 0)
Durante el proceso el sistema cambia los valores de sus
propiedades (por lo menos una):

35. 9.1 Tipos de Procesos termodinámicos
En función de la trayectoria seguida por el proceso termodinámico durante un
cambio de estado, puede ser reversible e irreversible
1. Proceso reversible
El cambio de estado se realiza por intermedio de un
número infinito de estados de equilibrio (en un
número infinito de etapas). Es un proceso
idealizado, que sirve como patrón de referencia
de los procesos reales.
Observaciones:
• La velocidad del proceso reversible es muy
pequeño, por lo tanto es un proceso lento
(Proceso cuasiestático) que se realiza en
largo tiempo
• Durante el proceso, el sistema no pierde
energía, por lo tanto el sistema puede regresar
al estado inicial por la misma trayectoria
(Proceso reversible)
• Durante el proceso reversible el sistema efectúa
un trabajo máximo
• Ejemplo: Procesos de expansión y
compresión de gases en una máquina de
combustión interna
Procesos Reversible (a) e
Irreversible (b)

36. 2. Proceso Irreversible
Es cuando el cambio de estado se realiza en un número finito de
estados de equilibrio, generalmente es un cambio brusco.
Ejemplo: Procesos de combustión
OBSERVACIONES:
• Durante el proceso irreversible, el sistema pierde energía, por lo
tanto el estado no puede regresar solo al estado inicial
• Los procesos irreversibles se realizan en un solo sentido, sin
intervención externa, por lo que se les llama procesos
espontáneos

37. 10. TEMPERATURA Y LEY CERO DE LA
TERMODINAMICA
Es una medida del grado de agitación de
las partículas que constituyen la materia
Es una propiedad intensiva fácil de
medir, y muy importante por cuanto
muchas propiedades de las sustancias
(materia) cambian al cambiar la
temperatura
Cuando un sistema está a la misma
temperatura que otro sistema (o que su
entorno), se dice que dicho sistema está
en equilibrio térmico con aquella parte
del universo

38. Escalas de Temperatura:
T (k) = T (°C) + 273
T (R) = T (°F) + 460
T (F) = 1.8 T (°C) + 32
Comparación de escalas de
temperatura
Cero
absoluto
Punto
Triple del
agua
Punto de
ebullición
del agua
a 1 atm

39. SISTEMA
1
SISTEMA
2
SISTEMA
3
Equilibrio
térmico
Equilibrio
térmico
Equilibrio
térmico
Principio cero de la termodinámica
Principio cero
Cuando dos sistemas 1 y 2 están
en equilibrio térmico con un
tercero 3. 1 y 2 también están
en equilibrio térmico entre si

40. 11. DENSIDAD, VOLUMEN ESPECIFICO
I
S
m
Kg
v
m
.
3


Densidad:
La densidad es una propiedad intensiva. Es la
relación entre la masa y el volumen de una
sustancia
La densidad para gases varía con la presión y la
temperatura del gas. La densidad de los líquidos y
sólidos depende más de la temperatura que de la
presión

41. Volumen Específico:
Es una propiedad intensiva. Es la inversa de
la densidad, es decir la relación entre el
volumen y la masa
I
S
Kg
m
m
V
.
3



42. 12. Presión
Es la fuerza que ejerce un fluido (líquido ó gas)
por unidad de área
La unidad de presión en el SI es el Pascal (Pa)
1 Pa = 1 N/m2
1 kPa = 103 Pa = 103N/m2
1 MPa = 106 Pa
1 bar = 105Pa = 0,1 MPa = 100 KPa
1 atm = 101325Pa = 101,325Kpa= 1,01325 bar
= 760 mm Hg

43. PABS = PATM + PMAN
PABS = PATM - PVACIO
P MAN = PABS - PATM

44. La presión absoluta, manométrica atmosférica son
cantidades positivas y se relacionan entre si
P manométrica = P absoluta - P atmosférica
P absoluta = P atmosférica + P manométrica
P vacío = P atmosférica – P absoluta

45. 12.1 EL MANOMETRO
Es un instrumento que mide una
diferencia de presión en función
de la altura de una columna
líquida.
Se usa para medir de pequeñas a
medianas diferencias de presión.
Consiste en un tubo de plástico o
de vidrio en forma de U y que
contiene en su interior uno o más
fluidos como mercurio, agua,
alcohol o aceite
Pman = Pabs - Patm
Manómetro básico
Patm
1
2

46. )
(
.
.
2
3
2
m
altura
h
s
m
gravedad
la
de
n
aceleració
g
m
Kg
o
manométric
líquido
densidad
h
g
P
P atm



















1
1 2
2

47. 12.2 EL BAROMETRO
La presión atmosférica se
mide con un dispositivo
llamado BAROMETRO; por
lo que se le conoce como
PRESION BAROMETRICA
Patm = ρ g h
 = densidad Hg
g = aceleración gravitacional
h = altura de la columna
Barómetro básico

48. Gases Ideales
Están formados por moléculas que se mueven a altas velocidades,
presentan forma y volumen indeterminado
Se pueden comprimir o expandir facilmente, debido a que sus
moléculas se encuentran muy separadas, existiendo entre ellas un
gran espacio
A bajas presiones y altas temperaturas, los gases presentan un
comportamiento ideal
El comportamiento de un gas ideal está determinado por la presión,
temperatura, volumen y por el número de moléculas
Se consideran nulas las interacciones de atracción y repulsión
molecular, no existen fuerzas atractivas intermoleculares
13. ECUACIONES DE ESTADO

49. 13.1
un gas ideal es aquel que cumple con la formula Pv = nRT por lo
tanto cumple con la ley de Boyle -Mariotte , Chrales y Gay Lussac

50. )
8
(
)
1
(
.
)
7
(
)
6
(
)
6
(
1
),
6
(
)
5
(
)
4
(
,
.
)
4
(
),
3
(
:
)
1
(
)
2
(
)
(
)
(
:
)
(
)
1
(
__
__
___
___
___
___
___
___
___
RT
v
P
en
n
V
v
molar
vol
RT
M
P
ideal
gas
RT
M
P
en
v
pero
v
RT
M
P
M
RT
Pv
en
m
V
v
específico
vol
pero
M
RT
m
V
P
m
entre
dividiendo
RT
M
m
PV
en
molar
masa
masa
M
m
n
cte
m
Cerrado
Sistema
Gases
los
de
General
Ley
nRT
PV

























51. R = Constante universal de los gases
Unidades:
K
mol
cm
atm
K
mol
L
Hg
mm
K
Kmol
KJ
K
Kmol
m
KPa
K
mol
m
Pa
K
mol
L
atm
R
.
.
057
,
82
.
.
44
,
62
.
314
,
8
.
.
314
,
8
.
.
314
,
8
.
.
082
,
0
3
3
3







52. )
(
tan
int
,
;
)
)(
(
:
___
2
__
__
__
___
2
tablas
gas
de
tipo
cada
de
dependen
tes
cons
son
b
y
a
gas
del
moléculas
las
por
ocupado
volumen
b
res
ermolecula
atracción
de
fuerzas
V
a
moles
de
número
n
molar
volumen
V
n
V
V
RT
b
V
V
a
P
Walls
der
Van
de
Ecuación








13.2 GASES REALES
El gas real es un conjunto de moléculas, que están siendo atraídas por la fuerza de
atracción, esta presente en la naturaleza. Este gas no se expande infinitamente, hay una
fuerza llamada las Fuerzas de Van der Waals, este se manifiesta el comportamiento del
gas, este gas suele concordar mas con el comportamiento ideal cuanto mas sencilla sea
su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad.