Este documento presenta una introducción a la termodinámica en 3 oraciones: La termodinámica estudia los estados de equilibrio macroscópico de los sistemas y define conceptos como la energía interna, la entropía y la temperatura. Se rige por cuatro leyes fundamentales, incluyendo la conservación de la energía y la segunda ley que establece la irreversibilidad de ciertos procesos. Sus principios se aplican a una amplia gama de fenómenos físicos y químicos.

1. Termodinámica
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Sistema termodinámico típico mostrando la entrada desde una fuente de calor
(caldera) a la izquierda y la salida a un disipador de calor (condensador) a la derecha. El
trabajo se extrae en este caso por una serie de pistones.
La termodinámica (del griegoθερμo-, termo, que significa "calor"1 y δύναμις, dínamis,
que significa "fuerza")2 es la rama de la física que describe los estados de equilibrio a
nivel macroscópico.3 Constituye una teoría fenomenológica, a partir de razonamientos
deductivos, que estudia sistemas reales, sin modelizar y sigue un método experimental.4
Los estados de equilibrio son estudiados y definidos por medio de magnitudes
extensivas tales como la energía interna, la entropía, el volumen o la composición molar
del sistema,5 o por medio de magnitudes no-extensivas derivadas de las anteriores como
la temperatura, presión y el potencial químico; otras magnitudes tales como la
imanación, la fuerza electromotriz y las asociadas con la mecánica de los medios
continuos en general también pueden ser tratadas por medio de la Termodinámica.
Es importante recalcar que la Termodinámica ofrece un aparato formal aplicable
únicamente a estados de equilibrio,6 definidos como aquel estado hacia "el que todo
sistema tiende a evolucionar y caracterizado porque en el mismo todas las propiedades
del sistema quedan determinadas por factores intrínsecos y no por influencias externas
previamente aplicadas".7 Tales estados terminales de equilibrio son, por definición,
independientes del tiempo, y todo el aparato formal de la Termodinámica --todas las
leyes y variables termodinámicas--, se definen de tal modo que podría decirse que un
sistema está en equilibrio si sus propiedades pueden se descritas consistentemente
empleando la teoría termodinámica.8 Los estados de equilibrio son necesariamente
coherentes con los contornos del sistema y las restricciones a las que esté sometido. Por
medio de los cambios producidos en estas restricciones (esto es, al retirar limitaciones
tales como impedir la expansión del volumen del sistema, impedir el flujo de calor, etc),
el sistema tenderá a evolucionar de un estado de equilibrio a otro;9 comparando ambos
estados de equilibrio, la Termodinámica permite estudiar los procesos de intercambio de
masa y energía térmica entre sistemas térmicos diferentes. Para tener un mayor manejo
se especifica que calor significa "energía en tránsito" y dinámica se refiere al
"movimiento", por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la
energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se
desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de
vapor.

2. Como ciencia fenomenológica, la termodinámica no se ocupa de ofrecer una
interpretación física de sus magnitudes. La primera de ellas, la energía interna, se acepta
como una manifestación macroscópica de las leyes de conservación de la energía a nivel
microscópico, que permite caracterizar el estado energético del sistema macroscópico.10
El punto de partida para la mayor parte de las consideraciones termodinámicas son los
principios de la termodinámica, que postulan que la energía puede ser intercambiada
entre sistemas en forma de calor o trabajo, y que sólo puede hacerse de una determinada
manera. También se introduce una magnitud llamada entropía,11 que se define como
aquella función extensiva de la energía interna, el volumen y la composición molar que
toma valores máximos en equilibrio: el principio de maximización de la entropía define
el sentido en el que el sistema evoluciona de un estado de equilibrio a otro.12 Es la
Mecánica Estadística, íntimamente relacionada con la Termodinámica, la que ofrece una
interpretación física de ambas magnitudes: la energía interna se identifica con la suma
de las energías individuales de los átomos y moléculas del sistema, y la entropía mide el
grado de orden y el estado dinámico de los sistemas, y tiene una conexión muy fuerte
con la teoría de información.13 En la termodinámica se estudian y clasifican las
interacciones entre diversos sistemas, lo que lleva a definir conceptos como sistema
termodinámico y su contorno. Un sistema termodinámico se caracteriza por sus
propiedades, relacionadas entre sí mediante las ecuaciones de estado. Éstas se pueden
combinar para expresar la energía interna y los potenciales termodinámicos, útiles para
determinar las condiciones de equilibrio entre sistemas y los procesos espontáneos.
Con estas herramientas, la termodinámica describe cómo los sistemas responden a los
cambios en su entorno. Esto se puede aplicar a una amplia variedad de temas de ciencia
e ingeniería, tales como motores, transiciones de fase, reacciones químicas, fenómenos
de transporte, e incluso agujeros negros. Los resultados de la termodinámica son
esenciales para la química, la física, la ingeniería química, etc, por nombrar algunos.
Contenido
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1 Leyes de la termodinámica
o 1.1 Principio cero de la termodinámica
o 1.2 Primera ley de la termodinámica
o 1.3 Segunda ley de la termodinámica
 1.3.1 Enunciado de Clausius
 1.3.2 Enunciado de Kelvin
 1.3.3 Enunciado de Kelvin—Planck
 1.3.4 Otra interpretación
o 1.4 Tercera ley de la termodinámica
2 Termometría
o 2.1 Demostración de la existencia de la temperatura empírica de un
sistema con base en la ley cero
o 2.2 Propiedades termométricas
o 2.3 Escalas de temperatura
 2.3.1 Escala Celsius
 2.3.2 Conversión de unidades
 2.3.3 Escala Kelvin o absoluta

3.  2.3.4 Escala Fahrenheit
 2.3.5 Escala Rankine
3 Sistema y ambiente
o 3.1 Sistema
o 3.2 Medio externo
4 Equilibrio térmico
o 4.1 Variables termodinámicas
o 4.2 Estado de un sistema
o 4.3 Equilibrio térmico
o 4.4 Foco térmico
o 4.5 Contacto térmico
5 Procesos termodinámicos
6 Rendimiento termodinámico o eficiencia
o 6.1 Teorema de Carnot
7 Dilatación térmica
o 7.1 Dilatación lineal
o 7.2 Dilatación superficial
o 7.3 Dilatación volumétrica
8 Diagramas termodinámicos
9 Véase también
10 Referencias
o 10.1 Notas
o 10.2 Bibliografía
11 Enlaces externos
[editar] Leyes de la termodinámica
[editar] Principio cero de la termodinámica
Artículo principal:Principio cero de la termodinámica
Este principio establece que existe una determinada propiedad, denominada temperatura
empírica θ, que es común para todos los estados de equilibrio termodinámico que se
encuentren en equilibrio mutuo con uno dado. Tiene tremenda importancia experimental
«pues permite construir instrumentos que midan la temperatura de un sistema» pero no
resulta tan importante en el marco teórico de la termodinámica.
El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del mismo en el
cual las variables empíricas usadas para definir o dar a conocer un estado del sistema
(presión, volumen, campo eléctrico, polarización, magnetización, tensión lineal, tensión
superficial, coordenadas en el plano x, y) no son dependientes del tiempo. El tiempo es
un parámetro cinético, asociado a nivel microscópico; el cual a su vez esta dentro de la
físico química y no es parámetro debido a que a la termodinámica solo le interesa
trabajar con un tiempo inicial y otro final. A dichas variables empíricas
(experimentales) de un sistema se las conoce como coordenadas térmicas y dinámicas
del sistema.

4. Este principio fundamental, aún siendo ampliamente aceptado, no fue formulado
formalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí que
recibiese el nombre de principio cero.
[editar] Primera ley de la termodinámica
Artículo principal:Primera ley de la termodinámica
También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica
«en realidad el primer principio dice más que una ley de conservación», establece que si
se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía
interna del sistema cambiará. Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como
la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias
entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por NicolasLéonardSadi Carnot en 1824,
en su obra Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas
adecuadas para desarrollar esta potencia, en la que expuso los dos primeros principios
de la termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más
tarde fue utilizada por Rudolf Loreto Clausius y Lord Kelvin para formular, de una
manera matemática, las bases de la termodinámica.
La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:
Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos
termodinámico, queda de la forma:
Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado
al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema.
Esta última expresión es igual de frecuente encontrarla en la forma ∆U = Q + W.
Ambas expresiones, aparentemente contradictorias, son correctas y su diferencia está en
que se aplique el convenio de signos IUPAC o el Tradicional (véase criterio de signos
termodinámico).

5. ilustración de la segunda ley mediante una máquina térmica
[editar] Segunda ley de la termodinámica
Artículo principal:Segunda ley de la termodinámica
Esta ley arrebata la dirección en la que deben llevarse a cabo los procesos
termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido contrario
(por ejemplo, que una mancha de tinta dispersada en el agua pueda volver a
concentrarse en un pequeño volumen). También establece, en algunos casos, la
imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin
pérdidas. De esta forma, la segunda ley impone restricciones para las transferencias de
energía que hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el Primer
Principio. Esta ley apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud
física llamada entropía, de tal manera que, para un sistema aislado (que no intercambia
materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe ser mayor
que cero.
Debido a esta ley también se tiene que el flujo espontáneo de calor siempre es
unidireccional, desde los cuerpos de mayor temperatura hacia los de menor temperatura,
hasta lograr un equilibrio térmico.
La aplicación más conocida es la de las máquinas térmicas, que obtienen trabajo
mecánico mediante aporte de calor de una fuente o foco caliente, para ceder parte de
este calor a la fuente o foco o sumidero frío. La diferencia entre los dos calores tiene su
equivalente en el trabajo mecánico obtenido.
Existen numerosos enunciados equivalentes para definir este principio, destacándose el
de Clausius y el de Kelvin.
[editar] Enunciado de Clausius

6. Diagrama del ciclo de Carnot en función de la presión y el volumen.
En palabras de Sears es: "No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la
extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una
cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada".
[editar] Enunciado de Kelvin
No existe ningún dispositivo que, operando por ciclos, absorba calor de una única
fuente (E.absorbida), y lo convierta íntegramente en trabajo (E.útil).
[editar] Enunciado de Kelvin—Planck
Es imposible construir una máquina térmica que, operando en un ciclo, no produzca
otro efecto que la absorción de energía desde un depósito, y la realización de una
cantidad igual de trabajo.
[editar] Otra interpretación
Es imposible construir una máquina térmica cíclica que transforme calor en trabajo sin
aumentar la energía termodinámica del ambiente. Debido a esto podemos concluir, que
el rendimiento energético de una máquina térmica cíclica que convierte calor en trabajo,
siempre será menor a la unidad, y ésta estará más próxima a la unidad, cuanto mayor sea
el rendimiento energético de la misma. Es decir, cuanto mayor sea el rendimiento
energético de una máquina térmica, menor será el impacto en el ambiente, y viceversa.
[editar] Tercera ley de la termodinámica
Artículo principal:Tercera ley de la termodinámica
La Tercera de las leyes de la termodinámica, propuesta por WaltherNernst, afirma que
es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito
de procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado
se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La
entropía de los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas

7. iguales al cero absoluto. No es una noción exigida por la Termodinámica clásica, así
que es probablemente inapropiado tratarlo de “ley”.
Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo
generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero
inaplicables a nivel cuántico. El demonio de Maxwell ejemplifica cómo puede
concebirse un sistema cuántico que rompa las leyes de la Termodinámica.
Asimismo, cabe destacar que el primer principio, el de conservación de la energía, es la
más sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por las
ciencias.
[editar] Termometría
Artículo principal:Termometría
La termometría se encarga de la medición de la temperatura de cuerpos o sistemas. Para
este fin, se utiliza el termómetro, que es un instrumento que se basa en el cambio de
alguna propiedad de la materia debido al efecto del calor; así se tiene el termómetro de
mercurio y de alcohol, que se basan en la dilatación, los termopares que deben su
funcionamiento al cambio de la conductividad eléctrica, los ópticos que detectan la
variación de la intensidad del rayo emitido cuando se refleja en un cuerpo caliente.
Para poder construir el termómetro se utiliza el Principio cero de la termodinámica, que
dice: "Si un sistema A que está en equilibrio térmico con un sistema B, está en
equilibrio térmico también con un sistema C, entonces los tres sistemas A, B y C están
en equilibrio térmico entre sí".
[editar] Demostración de la existencia de la temperatura empírica de un
sistema con base en la ley cero
Para dos sistemas en equilibrio termodinámico representados por sus respectivas
coordenadas termodinámicas (x1, y1) y (x2, y2) tenemos que dichas coordenadas no son
función del tiempo, por lo tanto es posible hallar una función que relacionen dichas
coordenadas, es decir:
Sean tres sistemas hidrostáticos, A, B, C, representados por sus respectivas
termodinámicas: (Pa,Va),(Pb,Vb),(Pc,Vc). Si A y C están en equilibrio debe existir una
función tal que:
Es decir:
Donde las funciones y dependen de la naturaleza de los fluidos.

8. Análogamente, para el equilibrio de los fluidos B y C:
Es decir:
Con las mismas consideraciones que las funciones y dependen de la naturaleza de
los fluidos.
La condición dada por la ley cero de la termodinámica de que el equilibrio térmico de
A con C y de B con C implica asimismo el equilibrio de A y B puede expresarse
matemáticamente como:
Lo que nos conduce a la siguiente expresión:
Entonces, llegamos a la conclusión de que las funciones y deben ser de naturaleza
tal que se permita la eliminación de la variable termodinámica común . Una
posibilidad, que puede demostrarse única, es:
Asimismo:
Una vez canceladas todas las partes que contienen a podemos escribir:
Mediante una simple repetición del argumento, tenemos que:
Y así sucesivamente para cualquier número de sistemas en equilibrio termodinámico.
Hemos demostrado que para todos los sistemas que se hallen en equilibrio
termodinámico entre sí, existen sendas funciones cuyos valores numéricos son iguales
para cada uno de dichos sistemas en equilibrio. Este valor numérico puede ser
representado con la letra griega θ y será definido como la temperatura empírica de los
sistemas en equilibrio termodinámico.

9. Así, tenemos que todo equilibrio termodinámico entre dos sistemas es equivalente a
un equilibrio térmico de los mismos, es decir, a una igualdad de temperaturas
empíricas de estos.
[editar] Propiedades termométricas
Una propiedad termométrica de una sustancia es aquella que varía en el mismo sentido
que la temperatura, es decir, si la temperatura aumenta su valor, la propiedad también lo
hará, y viceversa.
[editar] Escalas de temperatura
Artículo principal:Escalas termométricas
Lo que se necesita para construir un termómetro son puntos fijos, es decir, procesos en
los cuales la temperatura permanece constante. Ejemplos de procesos de este tipo son el
proceso de ebullición y el proceso de fusión.
Los puntos generalmente utilizados son el proceso de ebullición y de solidificación de
alguna sustancia, durante los cuales la temperatura permanece constante.
Existen varias escalas para medir temperaturas, las más importantes son la escala
Celsius, la escala Kelvin y la escala Fahrenheit.
[editar] Escala Celsius
Artículo principal:Grado Celsius
Para esta escala, se toman como puntos fijos, los puntos de ebullición y de
solidificación del agua, a los cuales se les asignan los valores de 100 y 0
respectivamente. En esta escala, estos valores se escriben como 100° y 0°. Esta unidad
de medida se lee grado Celsius y se denota por °C.
El grado Celsius, es la unidad creada por Anders Celsius para su escala de temperatura.
Se tomó para el Kelvin y es la unidad de temperatura más utilizada internacionalmente.
A partir de su creación en 1750 fue denominado grado centígrado (se escribía °c, en
minúscula). Pero en 1948 se decidió el cambio en la denominación oficial para evitar
confusiones con la unidad de ángulo también denominada grado centígrado (grado
geométrico), aunque la denominación previa se sigue empleando extensamente en el uso
coloquial.
Hasta 1954 se definió asignando el valor 0 a la temperatura de congelación del agua, el
valor 100 a la de temperatura de ebullición «ambas medidas a una atmósfera de
presión» y dividiendo la escala resultante en 100 partes iguales, cada una de ellas
definida como 1 grado. Estos valores de referencia son muy aproximados pero no
correctos por lo que, a partir de 1954, se define asignando el valor 0,01 °C a la
temperatura del punto triple del agua y definiendo 1 °C como la fracción 1/273,16 de la
diferencia con el cero absoluto.

10. [editar] Conversión de unidades
La magnitud de un grado Celsius (1 °C) es equivalente a la magnitud de un Kelvin (1
K), puesto que esta unidad se define como igual a la primera. Sin embargo, las escalas
son diferentes porque la escala Kelvin toma como valor 0 el cero absoluto. Dado que al
cero absoluto corresponde un valor de -273,15 °C, la temperatura expresada en °C y K
difiere en 273,15 unidades.
[editar] Escala Kelvin o absoluta
Artículo principal:Kelvin
En este caso, la escala fue establecida por la escala kelvin, donde el valor de 0°
corresponde al cero absoluto, temperatura en la cual las moléculas y átomos de un
sistema tienen la mínima energía térmica posible. Ningún sistema macroscópico puede
tener una temperatura inferior. En escala Celsius esta temperatura corresponde a -
273 °C. Esta unidad de medida se lee Kelvin y se denota por [K]. Esta unidad se llama
también Escala Absoluta y es también la unidad adoptada por el Sistema Internacional
de Unidades.
Dado que 0 K corresponden a -273,15 °C, se puede hallar una fórmula de conversión,
entre la escala Celsius y la escala Kelvin, de la siguiente forma:
donde la letra T representa la temperatura en Kelvin y la letra tc representa la
temperatura en grados Celsius.
[editar] Escala Fahrenheit
Artículo principal:Grado Fahrenheit
En esta escala también se utilizaron puntos fijos para construirla, pero en este caso
fueron los puntos de solidificación y de ebullición del cloruro amónico en agua. Estos
puntos se marcaron con los valores de 0 y 100 respectivamente. La unidad de esta escala
se llama grado Fahrenheit y se denota por °F. Dado que en escala Celsius, los valores de
0 °C y 100 °C corresponden a 32 °F y 212 °F respectivamente, la fórmula de conversión
de grados Celsius a Fahrenheit es:
aquí el símbolo tf representa la temperatura en grados Fahrenheit y el símbolo tc
representa la temperatura en grados Celsius.
[editar] Escala Rankine
Artículo principal:Rankine

11. Es una escala de temperaturas muy utilizada en los EE.UU., y es semejante a la escala
Kelvin. Al igual que esta, presenta un cero en el cero absoluto, por lo que también es
una "escala absoluta", con la diferencia de que los intervalos de grado son idénticos al
intervalo de grado Fahrenheit.
[editar] Sistema y ambiente
En el estudio de la Termodinámica la atención está dirigida al interior de un sistema,
aunque se adopte un punto de vista macroscópico, sólo se consideran aquellas
magnitudes de este tipo que tienen relación con el estado interno del sistema. Para poder
entender las magnitudes involucradas en este tema, se hace necesario definir los
conceptos de sistema y estado de un sistema.
[editar] Sistema
Se puede definir un sistema como un conjunto de materia, que está limitado por una
superficie, que le pone el observador, real o imaginaria. Si en el sistema no entra ni sale
materia, se dice que se trata de un sistema cerrado, o sistema aislado si no hay
intercambio de materia y energía, dependiendo del caso. En la naturaleza, encontrar un
sistema estrictamente aislado es, por lo que sabemos, imposible, pero podemos hacer
aproximaciones. Un sistema del que sale y/o entra materia, recibe el nombre de abierto.
Ponemos unos ejemplos:
Un sistema abierto: es cuando existe un intercambio de masa y de
energía con los alrededores; es por ejemplo, un coche. Le echamos
combustible y él desprende diferentes gases y calor.
Un sistema cerrado: es cuando no existe un intercambio de masa con el
medio circundante, sólo se puede dar un intercambio de energía; un reloj
de cuerda, no introducimos ni sacamos materia de él. Solo precisa un
aporte de energía que emplea para medir el tiempo.
Un sistema aislado: es cuando no existe el intercambio ni de masa y
energía con los alrededores; ¿Cómo encontrarlo si no podemos
interactuar con él? Sin embargo un termo lleno de comida caliente es
una aproximación, ya que el envase no permite el intercambio de materia
e intenta impedir que la energía (calor) salga de él. El universo es un
sistema aislado, ya que la variación de energía es cero ΔE = 0.
[editar] Medio externo
Se llama medio externo o ambiente a todo aquello que no está en el sistema pero que
puede influir en él. Por ejemplo, consideremos una taza con agua, que está siendo
calentada por un mechero. Consideremos un sistema formado por la taza y el agua,
entonces el medio está formado por el mechero, el aire, etc.
[editar] Equilibrio térmico

12. Artículo principal:Equilibrio térmico
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.
Nota: estrictamente sería la misma cantidad de calor por gramo, ya que una
mayor cantidad de sustancia emite más calor a la misma temperatura.
[editar] Variables termodinámicas
Las variables que tienen relación con el estado interno de un sistema, se llaman
variables termodinámicas o coordenadas termodinámicas, y entre ellas las más
importantes en el estudio de la termodinámica son:
la masa
el volumen
la densidad
la presión
la temperatura
En termodinámica es muy importante estudiar sus propiedades, las cuáles podemos
dividirlas en dos:
propiedades intensivas:son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia
o del tamaño de un sistema, por lo que cuyo valor permanece inalterable al
subdividir el sistema inicial en varios subsistemas, por este motivo no son
propiedades aditivas. las mas utilizadas en termodinámica son la temperatura,
densidad, volumen específicoPropiedades_intensivas_y_extensivas.
propiedades extensivas: Son las que dependen de la cantidad de sustancias del
sistema, y son recíprocamente equivalentes a las intensivas. Una propiedad
extensiva depende por tanto del "tamaño" del sistema. Una propiedad extensiva
tiene la propiedad de ser aditiva en el sentido de que si se divide el sistema en
dos o más partes, el valor de la magnitud extensiva para el sistema completo es
la suma de los valores de dicha magnitud para cada una de las partes.
Algunos ejemplos de propiedades extensivas son la masa, el volumen, el peso, cantidad
de sustancia, energía, entropía, entalpía, etc. En general el cociente entre dos
magnitudes extensivas nos da una magnitud intensiva, por ejemplo la división entre
masa y volumen nos da la densidad.
[editar] Estado de un sistema
Un sistema que puede describirse en función de coordenadas termodinámicas se llama
sistema termodinámico y la situación en la que se encuentra definido por dichas
coordenadas se llama estado del sistema.
[editar] Equilibrio térmico

13. Un estado en el cual dos coordenadas termodinámicas independientes X e Y
permanecen constantes mientras no se modifican las condiciones externas se dice que se
encuentra en equilibrio térmico. Si dos sistemas se encuentran en equilibrio térmico se
dice que tienen la misma temperatura. Entonces se puede definir la temperatura como
una propiedad que permite determinar si un sistema se encuentra o no en equilibrio
térmico con otro sistema.
El equilibrio térmico se presenta cuando dos cuerpos con temperaturas diferentes se
ponen en contacto, y el que tiene mayor temperatura cede energía térmica en forma de
calor al que tiene más baja, hasta que ambos alcanzan la misma temperatura.
Algunas definiciones útiles en termodinámica son las siguientes.
[editar] Foco térmico
Un foco térmico es un sistema que puede entregar y/o recibir calor, pero sin cambiar su
temperatura.
[editar] Contacto térmico
Se dice que dos sistema están en contacto térmico cuando puede haber transferencia de
calor de un sistema a otro.
[editar] Procesos termodinámicos
Artículo principal:Proceso termodinámico
Se dice que un sistema pasa por un proceso termodinámico, o transformación
termodinámica, cuando al menos una de las coordenadas termodinámicas no cambia.
Los procesos más importantes son:
Procesos isotérmicos: son procesos en los que la temperatura no cambia.
Procesos isobáricos: son procesos en los cuales la presión no varía.
Procesos isócoros: son procesos en los que el volumen permanece constante.
Procesos adiabáticos: son procesos en los que no hay transferencia de calor
alguna.
Procesos diatermicos: son procesos que dejan pasar el calor fácilmente.
Por ejemplo, dentro de un termo donde se colocan agua caliente y cubos de hielo, ocurre
un proceso adiabático, ya que el agua caliente se empezará a enfriar debido al hielo, y al
mismo tiempo el hielo se empezará a derretir hasta que ambos estén en equilibrio
térmico, sin embargo no hubo transferencia de calor del exterior del termo al interior
por lo que se trata de un proceso adiabático.
[editar] Rendimiento termodinámico o eficiencia
Artículo principal:Rendimiento térmico

14. Un concepto importante en la ingeniería térmica es el de rendimiento. El rendimiento de
una máquina térmica se define como:
donde, dependiendo del tipo de máquina térmica, estas energías serán el calor o el
trabajo que se transfieran en determinados subsistemas de la máquina.
[editar] Teorema de Carnot
Artículo principal:Ciclo de Carnot
NicolasLéonardSadi Carnot en 1824 demostró que el rendimiento de alguna máquina
térmica que tuviese la máxima eficiencia posible (a las que en la actualidad se denotan
con su nombre) y que operase entre dos termostatos (focos con temperatura constante),
dependería sólo de las temperaturas de dichos focos. Por ejemplo, el rendimiento para
un motor térmico de Carnot viene dado por:
dondeTc y Tf son las temperaturas del termostato caliente y del termostato frío,
respectivamente, medidas en Kelvin.
Este rendimiento máximo es el correspondiente al de una máquina térmica reversible, la
cual es sólo una idealización, por lo que cualquier máquina térmica construida tendrá un
rendimiento menor que el de una máquina reversible operando entre los mismos focos.
[editar] Dilatación térmica
Artículo principal:Dilatación térmica
La dilatación térmica corresponde al efecto en el cual, las sustancias se "agrandan" al
aumentar la temperatura. En objetos sólidos, la dilatación térmica produce un cambio en
las dimensiones lineales de un cuerpo, mientras que en el caso de líquidos y gases, que
no tienen forma permanente, la dilatación térmica se manifiesta en un cambio en su
volumen.
[editar] Dilatación lineal
Consideremos primero la dilatación térmica de un objeto sólido, cuyas dimensiones
lineales se pueden representar por l0, y que se dilata en una cantidad ΔL.
Experimentalmente se ha encontrado que para casi todas las sustancias y dentro de los
límites de variación normales de la temperatura, la dilatación lineal ΔL es directamente
proporcional al tamaño inicial l0 y al cambio en la temperatura Δt, es decir:

15. = = .
donde se llama coeficiente de dilatación lineal, cuya unidad es el recíproco del grado,
es decir [°C]-1.
[editar] Dilatación superficial
Es el mismo concepto que el de dilatación lineal salvo que se aplica a cuerpos a los que
es aceptable y preferible considerarlos como regiones planas; por ejemplo, una plancha
metálica. Al serle transmitida cierta cantidad de calor la superficie del objeto sufrirá un
incremento de área: ΔA.
= = .
donde γ se llama coeficiente de dilatación superficial.
[editar] Dilatación volumétrica
La dilatación volumetrica de un líquido o un gas se observa como un cambio de
volumen ΔV en una cantidad de sustancia de volumen V0, relacionado con un cambio
de temperatura Δt. En este caso, la variación de volumen ΔV es directamente
proporcional al volumen inicial V0 y al cambio de temperatura Δt, para la mayor parte
de las sustancias y dentro de los límites de variación normalmente accesibles de la
temperatura, es decir:
= = .
donde β se llama coeficiente de dilatación volumétrica, medida en la misma unidad
que el coeficiente de dilatación lineal 2 alfa.
Se puede demostrar fácilmente usando el álgebra que:
Análogamente se puede obtener el coeficiente de dilatación superficial γ dado por:
[editar] Diagramas termodinámicos
Diagrama PVT
Diagrama de fase
Diagrama p-v
Diagrama T-s

16. [editar] Véase también
Ludwig Boltzmann
Calor y temperatura (continuación del estudio de la termodinámica)
Caos
Criterio de signos termodinámico
Economía ecológica
Energía
Entalpía
Entropía
Exergía
Neguentropía
Sistémica
Termometría
[editar] Referencias
[editar] Notas
1. ↑ «termo-», Diccionario de la lengua española (vigésima segunda edición), Real
Academia Española, 2001,
http://buscon.rae.es/draeI/SrvltConsulta?TIPO_BUS=3&LEMA=termo-
2. ↑ «dinámico», Diccionario de la lengua española (vigésima segunda edición), Real
Academia Española, 2001,
http://buscon.rae.es/draeI/SrvltConsulta?TIPO_BUS=3&LEMA=din%C3%A1mico
3. ↑Callen, H., Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics, 2nd Ed., Wiley,
1985
4. ↑ Ver Zemansky, 1985.
5. ↑Callen, H., Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics, 2nd Ed., Wiley,
1985
6. ↑Reif, F., Fundamentals of Statistical and Thermal Physics, McGraww-Hill, New York,
1985, pag. 3
7. ↑Callen, H. Thermodynamics and an Introduction to Thermostatisticas, 2nd Ed., Wiley,
1985
8. ↑ Cfr. Callen, H., 1985
9. ↑Cfr.Callen, H., 1985; Reif, F., 1985
10. ↑Reif, F., Fundamentals of Statistical and Thermal Physics, McGraw-Hill, New York,
1985
11. ↑ La entropía se define en termodinámica clásica para sistemas que se encuentran en
equilibrio termodinámico y fuera de él no tiene sentido.
12. ↑ Cfr. Callen, H., 1985
13. ↑ Cfr. Reif, F, 1985
[editar] Bibliografía
Boltzmann, Ludwig (1986). Escritos de mecánica y termodinámica. Alianza
Editorial. ISBN842060173X.
Pérez Cruz, Justo R. (2005). La Termodinámica de Galileo a Gibbs. Fundación
Canaria Orotava de Historia de la Ciencia. ISBN978-84-609-7580-9.
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/fundoro/web_fcohc/005_p
ublicaciones/mhc/mhc_htm/mhc9_termodinamica.htm.

17. Planck, Max (1990). Treatise on Thermodynamics. Dover Publications.
ISBN048666371X.
Zemansky, Mark W. (1985). Calor y termodinámica. ISBN84-85240-85-5.
Callen, Herbert B. (1985). Thermodynamics and an Introduction to
Thermostatistics.
Reif, Federick (1985). Fundamentals of Statistical and Thermal Physics.
[editar] Enlaces externos
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Los sistemas físicos que encontramos en la Naturaleza consisten en un agregado de un
número muy grande de átomos.
La materia está en uno de los tres estados: sólido, líquido o gas: En los sólidos, las
posiciones relativas (distancia y orientación) de los átomos o moléculas son fijas. En los

18. líquidos, las distancias entre las moléculas son fijas, pero su orientación relativa cambia
continuamente. En los gases, las distancias entre moléculas, son en general, mucho más
grandes que las dimensiones de las mismas. Las fuerzas entre las moléculas son muy
débiles y se manifiestan principalmente en el momento en el que chocan. Por esta razón,
los gases son más fáciles de describir que los sólidos y que los líquidos.
El gas contenido en un recipiente, está formado por un número muy grande de
moléculas, 6.02·1023 moléculas en un mol de sustancia. Cuando se intenta describir un
sistema con un número tan grande de partículas resulta inútil (e imposible) describir el
movimiento individual de cada componente. Por lo que mediremos magnitudes que se
refieren al conjunto: volumen ocupado por una masa de gas, presión que ejerce el gas
sobre las paredes del recipiente y su temperatura. Estas cantidades físicas se denominan
macroscópicas, en el sentido de que no se refieren al movimiento individual de cada
partícula, sino del sistema en su conjunto.
Conceptos básicos
Denominamos estado de equilibrio de un
sistema cuando las variables macroscópicas
presión p, volumen V, y temperatura T, no
cambian. El estado de equilibrio es
dinámico en el sentido de que los
constituyentes del sistema se mueven
continuamente.
El estado del sistema se representa por un
punto en un diagrama p-V. Podemos llevar
al sistema desde un estado inicial a otro
final a través de una sucesión de estados de
equilibrio.
Se denomina ecuación de estado a la relación que existe entre las variables p, V, y T.
La ecuación de estado más sencilla es la de un gas ideal pV=nRT, donde n representa el
número de moles, y R la constante de los gases R=0.082 atm·l/(K mol)=8.3143 J/(K
mol).
Se denomina energía interna del sistema a la suma de las energías de todas sus
partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética, los choques
entre las moléculas se suponen perfectamente elásticos, la energía interna solamente
depende de la temperatura.
Trabajo mecánico hecho por o sobre el sistema.

19. Consideremos, por ejemplo, un gas dentro de un
cilindro. Las moléculas del gas chocan contra las
paredes cambiando la dirección de su velocidad, o
de su momento lineal. El efecto del gran número
de colisiones que tienen lugar en la unidad de
tiempo, se puede representar por una fuerza F que
actúa sobre toda la superficie de la pared.
Si una de las paredes es un émbolo móvil de área A y éste se desplaza dx, el intercambio
de energía del sistema con el exterior puede expresarse como el trabajo realizado por la
fuerza F a lo largo del desplazamiento dx.
dW=-Fdx=-pAdx=-pdV
Siendo dV el cambio del volumen del gas.
El signo menos indica que si el sistema realiza trabajo (incrementa su volumen) su
energía interna disminuye, pero si se realiza trabajo sobre el sistema (disminuye su
volumen) su energía interna aumenta.
El trabajo total realizado cuando el sistema pasa del estado A cuyo volumen es VA al
estado B cuyo volumen es VB.
El calor
El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre dado a una transferencia de
energía de tipo especial en el que intervienen gran número de partículas. Se denomina
calor a la energía intercambiada entre un sistema y el medio que le rodea debido a los
choques entre las moléculas del sistema y el exterior al mismo y siempre que no pueda
expresarse macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento.
Se debe distinguir también entre los conceptos de calor y energía interna de una
sustancia. El flujo de calor es una transferencia de energía que se lleva a cabo como
consecuencia de las diferencias de temperatura. La energía interna es la energía que
tiene una sustancia debido a su temperatura, que es esencialmente a escala microscópica
la energía cinética de sus moléculas.
El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema, cuando incrementa su
energía interna. El calor se considera negativo cuando fluye desde el sistema, por lo que
disminuye su energía interna.

20. Cuando una sustancia incrementa su temperatura de TA a TB, el calor absorbido se
obtiene multiplicando la masa (o el número de moles n) por el calor específico c y por la
diferencia de temperatura TB-TA.
Q=nc(TB-TA)
Cuando no hay intercambio de energía (en forma de calor) entre dos sistemas, decimos
que están en equilibrio térmico. Las moléculas individuales pueden intercambiar
energía, pero en promedio, la misma cantidad de energía fluye en ambas direcciones, no
habiendo intercambio neto. Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de
estar a la misma temperatura.
Primera ley de la Termodinámica
La primera ley no es otra cosa que el principio de conservación de la energía aplicado a
un sistema de muchísimas partículas. A cada estado del sistema le corresponde una
energía interna U. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna
cambia en
U=UB-UA
Supongamos que el sistema está en el estado A y realiza un trabajo W, expandiéndose.
Dicho trabajo mecánico da lugar a un cambio (disminución) de la energía interna de
sistema
U=-W
También podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto térmico con
otro sistema a diferente temperatura. Si fluye una cantidad de calor Q del segundo al
primero, aumenta su energía interna en
U=Q
Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la energía interna es
cero, ya que se parte del estado A y se regresa al mismo estado, U=0. Sin embargo,
durante el ciclo el sistema ha efectuado un trabajo, que ha de ser proporcionado por los
alrededores en forma de transferencia de calor, para preservar el principio de
conservación de la energía, W=Q.
Si la transformación no es cíclica U 0
Si no se realiza trabajo mecánico U=Q
Si el sistema está aislado térmicamente U=-W
Si el sistema realiza trabajo, U disminuye
Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta
Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a
temperatura superior, U aumenta.

21. Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una
temperatura inferior, U disminuye.
Todo estos casos, los podemos resumir en una única ecuación que describe la
conservación de la energía del sistema.
U=Q-W
Si el estado inicial y final están muy próximos entre sí, el primer principio se escribe
dU=dQ-pdV
Transformaciones
La energía interna Udel sistema depende únicamente del estado del sistema, en un gas
ideal depende solamente de su temperatura. Mientras que la transferencia de calor o el
trabajo mecánico dependen del tipo de transformación o camino seguido para ir del
estado inicial al final.
Isócora o a volumen constante
No hay variación de volumen del gas, luego
W=0
Q=ncV(TB-TA)
Donde cV es el calor específico a volumen constante
Isóbara o a presión constante
W=p(vB-vA)
Q=ncP(TB-TA)
Donde cP es el calor específico a presión constante

22. Calores específicos a presión constante cP y a volumen
constante cV
En una transformación a volumen constante dU=dQ=ncVdT
En una transformación a presión constante dU=ncPdT-pdV
Como la variación de energía interna dU no depende del tipo de transformación, sino
solamente del estado inicial y del estado final, la segunda ecuación se puede escribir
como ncVdT=ncPdT-pdV
Empleando la ecuación de estado de un gas ideal pV=nRT, obtenemos la relación entre
los calores específicos a presión constante y a volumen constante
cV=cP-R
Para un gas monoatómico
Para un gas diatómico
La variación de energía interna en un proceso AB es U=ncV(TB-TA)
Se denomina índice adiabático de un gas ideal al cociente
Isoterma o a temperatura constante
pV=nRT
La curva p=cte/V que representa la transformación en un diagrama p-Ves una hipérbola
cuyas asíntotas son los ejes coordenados.
U=0
Q=W

23. Adiabática o aislada térmicamente, Q=0
La ecuación de una transformación adiabática la hemos obtenido a partir de un modelo
simple de gas ideal. Ahora vamos a obtenerla a partir del primer principio de la
Termodinámica.
Ecuación de la transformación adiabática
Del primer principio dU=-pdV
Integrando
Donde el exponente de V se denomina índice adiabático del gas ideal
Si A y B son los estados inicial y final de una transformación adiabática se cumple que
Para calcular el trabajo es necesario efectuar una integración similar a la transformación
isoterma.
Como podemos comprobar, el trabajo es igual a la variación de energía interna
cambiada de signo
Si Q=0, entonces W=- U=-ncV(TB-TA)
Calorimetría

24. De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a: navegación, búsqueda
Mediante la calorimetría se puede medir el calor en una reacción química o un cambio
físico usando un instrumento llamado calorímetro. Pero también se puede emplear un
modo indirecto calculando el calor que los organismos vivos producen a partir de la
producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del
consumo de oxígeno.
donde
ΔU = cambio de energía interna
Como la presión no se mantiene constante, el calor medido no representa el cambio de
entalpía.
Calorimetría a presión constante
El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo
realizado:
Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de
entalpía.
Capacidad calorífica (C): es la cantidad de calor necesaria para aumentar 1o C la temperatura de una
cantidad determinada de una sustancia.
Cantidad de calor (Q):
La capacidad calorífica es una propiedad extensiva, dependiente de la cantidad de masa. Por ello es más
práctico definir una capacidad caloríficaespecíficaócalor específico (ce). El calor específico es la cantidad
de calor necesaria para aumentar 1o C la temperatura de un gramo de una sustancia.
Con el nuevo concepto de calor específico podemos replantear la ecuación de la cantidad de calor:
También podemos definir otro tipo de capacidad calorífica particular, la capacidad calorífica molar (cp),
que es la cantidad de calor necesaria para aumentar la 1o C la temperatura de un mol de una sustancia.
La cantidad de calor que se libera ó absorbe en un proceso a presión constante se mide con un
calorímetro.
Cuando se introducen los reactivos, el calor que se absorbe ó libera en la reacción hace que la
temperatura del agua varíe. Como conocemos DT podemos conocer el calor.
Si en la reacción aumenta la temperatura entonces , y consecuentemente Q> 0 y , lo que
coincide con un proceso exotérmico.

25. Si en la reacción disminuye la temperatura entonces , y consecuentemente Q< 0 y , lo que
coincide con un proceso endotérmico.
aA + bB cC + dD
aA + bB cC + dD
Entalpía de los cambios de fase:
Cuando se produce un cambio de fase se absorbe ó emite calor, lo que se detecta por un cambio en la
temperatura. Así, si suministramos 10 kJ de calor a 100 gr de agua la entalpía del agua aumenta en 10
kJ, lo que se traduce en un aumento de la temperatura del agua. Para calcular la variación de la
temperatura empleamos la ya conocida fórmula:
Si seguimos suministrando calor la temperatura sigue aumentando hasta el momento en que el agua
comienza a hervir. Cuando se alcanza la temperatura de ebullición del agua el calor suministrado no
hace que aumente la temperatura, sino que se emplea en vencer las fuerzas intermoleculares del agua
líquida para transformarla en vapor. Cuando toda el agua líquida se ha transformado en vapor, si
seguimos suministrando calor el agua vuelve a aumentar de temperatura.
Podemos representar en un diagrama la cantidad de calor suministrado frente a la temperatura
obteniéndose las llamadas curvas de calentamiento.
Las pendientes de las rectas que indican los cambios de temperatura no tienen porque ser iguales, pues
dependen de cp, que es característico de cada estado.