TERMODINAMICA

TEMA I. TERMODINÁMICA CONCEPTOS BÁSICOS

1.1 Conceptos de

    1.1.1 Equipos termodinámicos en la industria petrolera.

Para muchos aparatos se desea conocer su eficiencia adiabática. La eficiencia de los aparatos se emplea para comparar el proceso real con el proceso adiabático irreversible. Se desea la reducción de las irreversibilidades en un componente del proceso con el fin de aumentar la eficiencia de dicho proceso. Por consiguiente, la eficiencia de un aparato es la relación entre el resultado real y el isotrópico, teniendo como valor limite la unidad. Un aparato isentrópico es el estándar para comparar la operación adiabática real

CALDERA33

Es un recipiente metálico cerrado que, aplicando el calor de algún combustible sólido, líquido o gaseoso, produce vapor o calienta un fluido a una temperatura superior a la del ambiente y presión por encima de la atmosférica.

 

INTERCAMBIADORES DE CALOR

Un intercambiador de calor es un dispositivo diseñado para transferir temperatura entre 2 fluidos o entre un fluido y un sólido que está en contacto con dos fluidos.​

 

TURBINAS DE VAPOR

Una turbina de vapor es una turbo-maquina motora, que transforma la energía de un flujo de vapor en energía mecánica a través de un intercambio de cantidad de movimiento entre el fluido de trabajo (entiéndase el vapor) y el rodete, órgano principal de la turbina, que cuenta con palas o álabes los cuales tienen una forma particular para poder realizar el intercambio energético. 

 

TURBINAS DE GAS

Es un tipo de motor de combustión interna. Básicamente, el motor es como un dispositivo de conversión de energía, que transforma la energía almacenada en el combustible en energía mecánica útil en forma de potencia de rotación.​ 

 

TOBERAS

Una tobera es un dispositivo que convierte la energía térmica y de presión de un fluido en energía cinética. Como tal, es utilizado en turbo-máquinas y otras máquinas, como inyectores, surtidores, propulsión a chorro, etc.

 

ESTRANGULADORES

Un dispositivo provisto de un orificio, utilizado para controlar la tasa de flujo de fluido o la presión del sistema aguas abajo. Los estranguladores se encuentran disponibles en diversas configuraciones tanto para modos de operación fijos como ajustables (regulables).

    1.1.2 Dimensiones y unidades

Cualquier medida física tiene dimensiones y debe ser expresada en las unidades correspondiente a estas dimensiones de acuerdo a un sistema de unidades particulares.

-Dimensión: es el nombre que se le da a las cantidades físicas, así: longitud, masa, tiempo, etc.

-Unidad: Es la medida de la dimensión. Por ejemplo: metro, pie y milla son unidades de la dimensión longitud.

    Los sistemas de unidades se clasifican en:

        Absolutos: aquellos donde las unidades de fuerza y energía son derivadas, como el sistema internacional(S.I.).

        Gravitacionales: los que no cumplen la condición anterior, para ellos la fuerza es una dimensión fundamental definida con base a la fuerza de atracción gravitacional al nivel del mar, un ejemplo es el sistema ingles

                1.1.2.1. Sistemas

Un sistema termodinámico es una parte del universo que aísla para su estudio. Este aislamiento se puede llevar acabo de una manera real, en el campo experimental,o de una manera ideal, cuando se trata de abordar un estudio teórico. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una maquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire de un motor térmico, la atmósfera terrestre, etc.

Existen tres tipos de sistemas

    Sistema aislado

Es aquel que no intercambia ni materia ni energía con su entorno.

    Sistema cerrado

Es aquel que puede intercambiar energía pero no materia con el exterior.

    

    Sistema abierto

Es aquel que intercambia energía y materia con su entorno.

1.1.3. Estado, Proceso, trayectoria, ciclo.

Estado: se refiere a la condición de sus sistemas como descrito por sus propiedades. Cuando cualquiera de las propiedades de sistemas cambia el estado cambia, entonces, dice que el sistema estuvo sujeto a un proceso.

Proceso: Se denomina proceso termodinámico a la evolución de determinadas magnitudes (o propiedades) propiamente termodinámicas relativas a un determinado sistema físico.

Trayectoria: La trayectoria o ruta del proceso es la historia o la sucesión de estados que ha seguido o recorrido el sistema desde el estado inicial hasta el estado final.

Ciclo: Se denomina ciclo termodinámico a cualquier serie de procesos termodinámicos tales que, al transcurso de todos ellos, el sistema regresa a su estado inicial; es decir, que la variación de las magnitudes termodinámicas propias del sistema sea nula.

1.1.4. Propiedad, propiedad extensiva, Propiedad intensiva, propiedad específica.

Una propiedad termodinámica define un aspecto de estado energético del sistema termodinámico, en un espacio y tiempo dado en que se ubica, de manera que, en general, las propiedades termodinámicas definen la energía térmica, o sea el estado del sistema termodinámico.

Propiedad extensiva

Dependen de la masa, sino que dependen del tamaño del sistema. Si un sistema está compuesto por diferentes subsistemas, el valor de la propiedad extensiva total será la suma del valor de los diferentes subsistemas.

Las propiedades extensivas se convierten en intensivas si se expresan por unidad de masa (propiedad específica), de moles (propiedad molar) o de volumen (densidad de propiedad).

Entre este grupo de propiedades de un sistema se incluyen los valores totales, como las energías totales, volumen, peso, cantidad de sustancia, etc.

Propiedad intensiva

No dependen de la masa, son propias del sistema y no dependen del tamaño del sistema. Si un sistema se divide en dos partes, una propiedad intensiva mantiene el mismo valor en cada parte.

Por ejemplo, la densidad del agua es la misma si está concentrada en un litro que la que está concentrada en un depósito enorme.

Dentro de este conjunto se incluyen todos los valores específicos como energía interna específica, entalpía específica, entropía especifica, temperatura, presión, volumen específico, etc.

Propiedad especifica

Es una magnitud intensiva obtenida como cociente de dos magnitudes extensivas, o equivalentemente una cantidad extensiva por unidad de masa o volumen (o por unidad de otra magnitud extensiva).

1.2.Propiedades.

    1.2.1. Densidad, volumen específico, Peso específico y gravedad específica.

Densidad

es una propiedad termo física fundamental de toda sustancia. Se define como la razón de la masa por unidad de volumen que ocupa y su símbolo es ρ. Las unidades en el sistema internacional son kg·m^-3.

Volumen especifico

El volumen específico de una sustancia es una propiedad intrínseca de la sustancia, definida como la relación entre el volumen de la sustancia (V) y su masa. Es el recíproco de la densidad ρ y está relacionado con el volumen molar y la masa molar.

Peso especifico

Es el peso por unidad de volumen. Es decir, indica cuánto pesa un metro cúbico de una sustancia, por ejemplo, un metro cúbico de agua pesa 9 800 newtons. El peso específico representa la fuerza que ejerce la gravedad de la Tierra sobre una unidad de volumen de fluido.

 

Gravedad especifica 

Es la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua. Por lo tanto, para calcular la gravedad específica de una sustancia se debe dividir su densidad entre la densidad del agua.

1.3. Presión, presión absoluta, presión atmosférica, presión manométrica y presión de vacío. 

Presión

Es la fuerza por unidad de área aplicada sobre un cuerpo en la dirección perpendicular a su superficie. En el Sistema Internacional se expresa en pascales (Pa). La atmósfera es una unidad de presión comúnmente utilizada.

Presión absoluta

Se conoce como presión absoluta a la suma de la presión atmosférica, que se puede medir con un calibrador o manómetro, y la presión manométrica del fluido. En ingeniería, la presión absoluta es la presión de un sistema en relación con la presión de un vacío absoluto.

Presión atmosférica

Es un elemento termodinámico del clima, se trata de la presión que está ejerciendo el aire sobre toda la materia dentro de la atmósfera y varía respecto de la altura medida desde el nivel del mar.

Presión manométrica

Se refiere a la diferencia entre la presión absoluta o real y la presión atmosférica. Se aplica en aquellos casos en los que la presión es superior a la presión atmosférica, pues esta cantidad es negativa se llama presión de vacío.

Presión de vació

Es la presión que esta por debajo de la presión atmosférica, Se miden mediante medidores al vacío que indican la diferencia entre las presiones atmosférica y absoluta.

 1.4. La ley cero de la termodinámica.

Es un principio de generalización del equilibrio térmico entre cuerpos, o sistemas termodinámicos, en contacto, en el que interviene como parámetro físico empírico la temperatura.

Es una ley fenomenológica para sistemas que se encuentran en equilibrio térmico. En palabras simples, el principio dice que si se pone un objeto con cierta temperatura en contacto con otro a una temperatura distinta, ambos intercambian calor hasta que sus temperaturas se igualan.

1.4.1. Equilibrio térmico.

Es aquel estado en el cual se igualan las temperaturas de dos cuerpos, las cuales, en sus condiciones iniciales presentaban diferentes valores; una vez que las temperaturas se han equiparado, se suspende la transferencia de calor entre ambos cuerpos, alcanzándose con ello el mencionado equilibrio térmico del sistema termodinámico. 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. Estrictamente sería la misma cantidad de calor por gramo, ya que una mayor cantidad de sustancia emite más calor a la misma temperatura.

1.4.2. Escalas de temperatura.

Hay tres escalas comúnmente usadas actualmente para medir la temperatura: la escala Fahrenheit (°F), la escala Celsius (°C), y la escala Kelvin (K). Cada una de estas escalas usa una serie de divisiones basadas en diferentes puntos de referencia tal como se describe enseguida.

1.5. El principio de conservación de la masa.

Ley de conservación de la materia, ley de conservación de la masa o ley de Lomonósov-Lavoisier es una ley fundamental de las ciencias.​ Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1748 y descubierta unos años después por Antoine Lavoisier en 1785.

La ley implica que la masa no se puede crear ni destruir, pero puede transformarse en el espacio, o las entidades asociadas con ella pueden cambiar de forma.​ Por ejemplo, en las reacciones químicas, la masa de los componentes químicos antes de la reacción es igual a la masa de los componentes después de la reacción. Por lo tanto, durante cualquier reacción química y procesos termodinámicos de baja energía en un sistema aislado, la masa total de los reactivos o materiales de partida debe ser igual a la masa de los productos.

 

1.6. Formas de energía.

La energía ha constituido una pieza clave para el desarrollo de la humanidad. El hombre, desde el principio de su existencia, ha necesitado la energía para sobrevivir y avanzar.

La energía es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo y producir cambios en ellos mismos o en otros cuerpos. Es decir, el concepto de energía se define como la capacidad de hacer funcionar las cosas.

La unidad de medida que utilizamos para cuantificar la energía es el joule (J), en honor al físico inglés James Prescott Joule.

La energía se manifiesta de diferentes maneras, recibiendo así diferentes denominaciones según las acciones y los cambios que puede provocar.

Energía mecánica

La energía mecánica es aquella relacionada tanto con la posición como con el movimiento de los cuerpos y, por tanto, involucra a las distintas energías que tiene un objetivo en movimiento, como son la energía cinética y la potencial.

Energía interna

La energía interna se manifiesta a partir de la temperatura. Cuanto más caliente esté un cuerpo, más energía interna tendrá.

Energía eléctrica

Cuando dos puntos tienen una diferencia de potencial y se conectan a través de un conductor eléctrico se genera lo que conocemos como energía eléctrica, relacionada con la corriente electrica.

Energía térmica

Se asocia con la cantidad de energía que pasa de un cuerpo caliente a otro más frío manifestándose mediante el calor.

Energía electromagnética 

Esta energía se atribuye a la presencia de un campo electromagnético, generado a partir del movimiento de partículas eléctricas y magnéticas moviéndose y oscilando a la vez. Son lo que conocemos como ondas electromagnéticas, que se propagan a través del espacio y se trasladan a la velocidad de la luz.

El Sol es un ejemplo de ondas electromagnéticas que se pueden manifestar como luz, radiación infrarroja y también ondas de radio.

Energía química

La energía química se manifiesta en determinadas reacciones químicas en las que se forman o rompen enlaces químicos. El carbón, el gas natural o el funcionamiento de las baterías son algunos ejemplos del uso de esta energía.

La energía nuclear

Es la que se genera al interactuar los átomos entre sí. Puede liberarse a través de su rotura, lo que se conoce como fisión, o de su unión, lo que se denomina fusión.

2. TEMA II. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS PURAS.

2.1 Sustancia pura.

Una sustancia pura es aquella cuya composición no varía, aunque cambien las condiciones físicas en que se encuentre. Por ejemplo, el agua tiene una fórmula que es H₂O y es siempre la misma, lo que indica que está formada por moléculas en las que hay 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Si cambiara esa fórmula, sería otra sustancia diferente. 

Una sustancia pura no se puede descomponer en otras sustancias más simples utilizando métodos físicos.

Una sustancia pura tiene propiedades características propias o definidas.

Además, a una presión y temperatura específica, se pueden reproducir para las sustancias puras, propiedades físicas como la densidad, el punto de ebullición y el punto de fusión.

Existen dos tipos de sustancias puras, diferenciadas entre sí a partir de su composición atómica:

• Sustancias simples. Sustancias puras que están hechas de un único tipo de átomos, o sea, cuyas moléculas están compuestas del mismo elemento. Por ejemplo: el helio (He) o el oxígeno (O2).

• Sustancias compuestas. Sustancias puras que están compuestas por dos o más tipos de átomos. Por ejemplo: el agua (H2O) o el dióxido de carbono (CO2).

Algunos ejemplos de sustancias puras son:

• El agua (H2O).

• El ozono (O3).

• El monóxido de carbono (CO).

• El dióxido de carbono (CO2).

• El hierro puro (Fe).

• El sodio (Na).

• El oro puro (Au).

• El benceno (C6H6).

• El grafito (C).

• La sal o cloruro de sodio (NaCl).

2.2 Fases de una sustancia pura.

Existen tres fases principales que puede tener una sustancia: sólida, líquida, o gaseosa. Sin embargo dentro de una misma fase la sustancia puede presentar diferentes estructuras moleculares.

2.3 Procesos de cambio de fase de sustancias puras.

En química, termodinámica y otros campos relacionados, las transiciones de fase (o cambios de fase) son los procesos físicos de transición entre un estado de un medio, identificado por unos parámetros, y otro, con diferentes valores de los parámetros.

Las transiciones de fase desempeñan un importante papel teórico y práctico en el estudio del flujo de calor. En el derretimiento (o “fusión”), un sólido se convierte en líquido; el proceso contrario es la congelación. En la evaporación, un líquido se convierte en gas; el proceso contrario es la condensación.

2.4 Diagrama de fases.

Son representaciones gráficas de las fases presentes en un sistema material en función de la temperatura, la presión, y la composición, es decir, son la representación gráfica de las condiciones termodinámicas de equilibrio.

Indica las regiones de temperatura y presión donde un determinado componente se encuentra en un estado de la materia (sólido, líquido o gas); así como también las curvas donde se produce el equilibrio entre las diferentes fases.

2.4.1 Liquido comprimido.

Es aquel que no está a punto de vaporizarse. Una mezcla de líquido-vapor saturado es aquella mezcla en donde coexiste tanto la fase líquida como la gaseosa. Hace referencia a un líquido cuya temperatura se encuentra por debajo de su punto de saturación. Como normal general, todos los sistemas de refrigeración tienen una etapa de subenfriamiento, que puede darse tanto en los intercambiadores de calor como fuera de ellos.

2.4.2 Liquido saturado.

Es una región límite entre el líquido subenfriado y la mezcla líquido vapor. Es el punto en el cual se inicia el cambio de fase del líquido al vapor. Tambien se le conoce como el punto de burbuja. Un agua a 100°C y 1 atm de presión es un líquido saturado cuando se forma la primera burbuja.

2.4.3 Vapor húmedo.

Es un vapor a una temperatura superior a su punto de vaporización a la presión absoluta donde se mide la temperatura.

Es una mezcla de vapor y agua líquida. Existe a una temperatura de saturación que contiene más del 5% de agua. Se dice que es una mezcla de dos fases: el vapor contiene gotitas de agua que no han cambiado de fase.

El vapor húmedo puede causar corrosión en equipos vulnerables como álabes de turbinas, tuberías de vapor de baja presión e intercambiadores de calor. El vapor húmedo reduce la eficiencia de transferencia de calor del vapor, lo que resulta en un procedimiento de esterilización ineficiente.

2.4.4 Vapor saturado.

es vapor que está en equilibrio con agua calentada a la misma presión, es decir, no se ha calentado por encima del punto de ebullición para su presión. Esto contrasta con el vapor sobrecalentado, en el que el vapor (vapor) se ha separado de las gotas de agua y luego se ha agregado calor adicional.

Estas gotas de condensación son una causa de daño a las palas de las turbinas de vapor,⁵​ la razón por la cual tales turbinas dependen de un suministro de vapor seco y sobrecalentado.

El vapor seco es vapor saturado que se ha sobrecalentado muy ligeramente. Esto no es suficiente para cambiar su energía de manera apreciable, pero es un aumento de temperatura suficiente para evitar problemas de condensación, dada la pérdida promedio de temperatura en el circuito de suministro de vapor.

2.4.5 Vapor sobrecalentado.

Es un vapor a una temperatura superior a su punto de vaporización a la presión absoluta donde se mide la temperatura.

El vapor sobrecalentado y el agua líquida no pueden coexistir bajo equilibrio termodinámico, ya que cualquier calor adicional simplemente evapora más agua y el vapor se convertirá en vapor saturado. Sin embargo, esta restricción puede violarse temporalmente en situaciones dinámicas (sin equilibrio). Para producir vapor sobrecalentado en una central eléctrica o para procesos (como papel de secado), el vapor saturado extraído de una caldera se pasa a través de un dispositivo de calentamiento separado (un sobrecalentador) que transfiere calor adicional al vapor por contacto o por radiación.

2.4.6 Punto crítico.

El punto crítico termina la línea de fase líquido/gas y se relaciona con la presión crítica, la presión por encima de la cual se forma un fluido supercrítico.

En termodinámica y en fisicoquímica, un punto crítico es aquel límite para el cual el volumen de un líquido es igual al de una masa igual de vapor o, dicho de otro modo, en el cual las densidades del líquido y del vapor son iguales. Si se miden las densidades del líquido y del vapor en función de la temperatura y se representan los resultados, puede determinarse la temperatura crítrica a partir del punto de intersección de ambas curvas.

2.4.7 Punto triple.

Es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con una temperatura y una presión de vapor. 

Es la combinación de presión y temperatura en la que los estados de agregación del agua, sólido, líquido y gaseoso (hielo, agua líquida y vapor, respectivamente) pueden coexistir en un equilibrio estable. Se produce exactamente a una temperatura de 273,16 K (0,0098 °C) y a una presión parcial de vapor de agua de 611,73 pascales (6,1173 milibares; 0,0060373057 atm). En esas condiciones, es posible cambiar el estado de toda la masa de agua a hielo, agua líquida o vapor, arbitrariamente, haciendo pequeños cambios en la presión y la temperatura.

2.4.8 Diagrama P-T.

Resulta de la proyección de la superficie PvT de una sustancia sobre el plano P-T. La línea de sublimación separa las regiones sólida y de vapor, la línea de vaporización divide las regiones líquida y de vapor, y la línea de fusión separa las regiones sólida y líquida.

2.4.9 Diagrama P-V.

Los diagramas de Presión-Volumen, o diagramas PV, son una manera conveniente de visualizar los cambios en la presión y el volumen. A los diferentes estados del gas les corresponde un punto en el diagrama PV. En el eje vertical se da la presión y en el eje horizontal el volumen, como observamos abajo.

2.5 Tablas de propiedades.

Son tablas donde se agrupan de forma ordenada, diferentes propiedades termodinámicas. Para cada región del diagrama termodinámico contamos con una tabla. Además, contamos con tablas en el sistema internacional y con el sistema inglés. El uso de las tablas es el mismo lo único que cambia es el sistema de unidades.

2.6 La ecuación de estado de gas ideal.

La ecuación de estado de un gas ideal está basada en la hipótesis de que las interacciones entre las moléculas de un gas a densidad muy baja son despreciables. Además, en estas condiciones, las moléculas que constituyen el gas se consideran partículas puntuales.

La función particular, es decir la ecuación de estado, en el caso de un gas ideal viene dada por la ecuación PV=nRT. El concepto de gas ideal es una extrapolación del comportamiento de los gases reales a densidades y presiones bajas hacia el comportamiento ideal.

2 2.6.1 Ley de Boyle.

La ley de Boyle Mariotte es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante.

Esta relación entre presión y volumen fue notada por primera vez por Richard Towneley y Henry Power en el siglo xvii.​ Robert Boyle confirmó su descubrimiento a través de experimentos y publicó los resultados.​ Según Robert Gunther y otras autoridades, fue el asistente de Boyle, Robert Hooke, quien construyó el aparato experimental. La ley de Boyle se basa en experimentos con aire, al que consideraba un fluido de partículas en reposo entre pequeños resortes invisibles. En ese momento, el aire todavía se consideraba uno de los cuatro elementos, pero Boyle no estaba de acuerdo. Probablemente el interés de Boyle fue entender el aire como un elemento esencial de la vida;​ por ejemplo, publicó trabajos sobre el crecimiento de las plantas sin aire.​ Boyle usó un tubo cerrado en forma de J y, después de verter mercurio por un lado, obligó al aire del otro lado a contraerse bajo la presión del mercurio. Después de repetir el experimento varias veces y utilizando diferentes cantidades de mercurio, descubrió que, en condiciones controladas, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa.

Esta ley fue la primera ley física que se expresó en forma de ecuación que describía la dependencia de dos cantidades variables.

Simbología

Símbolo	Nombre	Unidad
${\displaystyle �}$	Constante11​	Pa m3
${\displaystyle �}$	Presión	Pa
${\displaystyle {�}_1}$	Presión inicial	Pa
${\displaystyle {�}_2}$	Presión final	Pa
${\displaystyle �}$	Volumen	m3
${\displaystyle {�}_1}$	Volumen inicial	m3
${\displaystyle {�}_2}$	Volumen final	m3

La ley de Boyle es una ley de los gases, que establece que la presión y el volumen de un gas tienen una relación inversa. Si el volumen aumenta, entonces la presión disminuye y viceversa, cuando la temperatura se mantiene constante.

Por lo tanto, cuando el volumen se reduce a la mitad, la presión se duplica; y si el volumen se duplica, la presión se reduce a la mitad.

No es necesario conocer el valor exacto de la constante (${\displaystyle �}$) para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

${\displaystyle {�}_1{�}_1={�}_2{�}_2}$

Además, si se despeja cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:

Deducción

	1
Ecuaciones	${\displaystyle {�}_1{�}_1={�}_2{�}_2}$
Despejando	${\displaystyle {�}_1=\frac{{�}_2{�}_2}{{�}_1}}$	${\displaystyle {�}_2=\frac{{�}_1{�}_1}{{�}_2}}$	${\displaystyle {�}_1=\frac{{�}_2{�}_2}{{�}_1}}$	${\displaystyle {�}_2=\frac{{�}_1{�}_1}{{�}_2}}$

2.6.2 Ley de Charles.

es una ley experimental de los gases que describe cómo los gases tienden a expandirse cuando se calientan. Un enunciado moderno de la ley de Charles es:

Cuando la presión sobre una muestra de gas seco se mantiene constante, la temperatura Kelvin y el volumen estarán en proporción directa.

Esta relación de proporción directa se puede escribir como:

$${\displaystyle �\propto �}$$

Entonces esto significa:

$${\displaystyle \frac{�}{�}=�,\text{o}�=��}$$

donde:

• V es el volumen del gas,

• T es la temperatura del gas (medida en Kelvins), y

• k es una constante distinta de cero

Esta ley describe cómo se expande un gas a medida que aumenta la temperatura; por el contrario, una disminución de la temperatura conducirá a una disminución del volumen. Para comparar la misma sustancia bajo dos conjuntos diferentes de condiciones, la ley se puede escribir como:

$${\displaystyle \frac{{�}_1}{{�}_1}=\frac{{�}_2}{{�}_2}}$$

La ecuación muestra que, a medida que aumenta la temperatura absoluta, el volumen del gas también aumenta en proporción.

2.7 Energía interna, entalpía y calores específicos de gases ideales.

Es una función de estado relacionada con el movimiento de las partículas que integran la materia. Esta energía interna puede variar en función de intercambios de calor o trabajo que a su vez tendrán lugar al variarse la temperatura, presión y volumen del sistema.

La entalpía es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, definida como «el flujo de energía térmica en los procesos químicos efectuados a presión constante cuando el único trabajo es de presión-volumen», ​ es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.

Los calores específicos de gases se expresan normalmente como calores específicos molsres. En un gsd ideal monoatómico, la energía interna está toda ella en forma de energía cinética, y la teoría cinética proporciona la expresión de esa energía, respecto de la temperatura cinética.

 los gases se definen dos calores específicos, uno a volumen constante (C_V) y otra a presión constante (C_P). Para un proceso a volumen constante con un gas ideal monoatómico, la primera ley de la termodinámica 

2.8 Energía interna, entalpía y calores específicos de sólidos y líquidos.

Se define calor específico c como la cantidad de calor que hay que proporcionar a un gramo de sustancia para que eleve su temperatura en un grado centígrado.

El calor específico de un determinado cuerpo se denomina con la letra “c” y se define como la cantidad de energía que hay que aportar para aumentar su temperatura. Por ejemplo, cabe destacar que la capacidad térmica del agua es más alta que la de cualquier otra sustancia común.

Cuando varios cuerpos a diferentes temperaturas se encuentran en un recinto adiabático se producen intercambios caloríficos entre ellos alcanzándose la temperatura de equilibrio al cabo de cierto tiempo. Cuando se ha alcanzado este equilibrio se debe cumplir que la suma de las cantidades de calor intercambiadas es cero.

Las medidas de cp para los sólidos revelan que el calor específico a presión constante varía muy poco con la presión, sin embargo, su variación con la temperatura es muy importante.

Al igual que en los sólidos, los calores específicos varían poco en función de la presión pero sí notablemente con respecto a la temperatura. Los valores son en general menores que 1 cal / gr ºC, y a la temperatura de fusión el calor específico de un líquido es mayor que el del sólido a la misma temperatura.

2.9 Presión de vapor y equilibrio de fases.

La presión de vapor es la presión que ejerce la fase gaseosa o vapor sobre la fase líquida en un sistema cerrado a una temperatura determinada, cuando la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico. Su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas.

El equilibrio de fases es el estudio del equilibrio que existe entre o en los diferentes estados de materia; es decir sólido, líquido y gas. El equilibrio se define como una etapa cuando el pontencial químico de cualquier componente presente en el sistema permanece estable con el tiempo.

3. TEMA III. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

3.1. Trabajo de sistema cerrado, sin fricción y presión uniforme

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. Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una temperatura inferior, U disminuye. Todos estos casos, los podemos resumir en una única ecuación que describe la conservación de la energía del sistema. U=Q-W

3.2. Trabajo de sistema abierto operando en estado estable, con una entrada y una salida de flujo y sin fricción

El primer principio aplicado a sistemas abiertos (esto es, a un volumen de control) será:

$$E_2-E_1=Q+W_x+\sum _k\int {h_t}_{k}d{m}_k$$

es decir, el incremento de energía en ese volumen de control se debe a:

• el calor aplicado sobre él

• el trabajo en el eje aplicado sobre él

• la suma de las entalpías totales específicas de la materia que entra y la resta de las entalpías totales específicas de la materia que sale

La entalpía total se define como:

$$h_t=e+pv=u+\frac{{\nu }^2}{2}+gz+pv$$

esto es, tiene en cuenta toda la energía que tiene ese fluido:

• energía

• energía interna (debido a su temperatura)

• energía cinética (debido a su velocidad)

• energía potencial (debido a la presencia de un campo gravitatorio)

• trabajo al atravesar la superficie

3.3. Trabajo en un proceso cíclico

Decimos que un sistema pasa por un proceso cíclico si el estado del sistema al final es el mismo que el estado al principio. Por lo tanto, las propiedades de estado como temperatura, presión, volumen y energía interna del sistema no cambian a lo largo de un ciclo completo: Δ E int = 0.

3.4. Calor y proceso adiabático

En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquel en el cual el sistema termodinámico no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico.

Un proceso adiabático es aquel en que el sistema no pierde ni gana calor. La primera ley de Termodinámica con Q=0 muestra que todos los cambios en la energía interna estan en forma de trabajo realizado. Esto pone una limitación al proceso del motor térmico que le lleva a la condición adiabática mostrada abajo.

3.5. Sistema con transferencia de calor

Se denomina transferencia de calor, transferencia térmica o transmisión de calor al fenómeno físico que consiste en el traspaso de energía calórica de un medio a otro.La subdisciplina de la física que estudia estos procesos se llama a su vez termodinámica.

El estudio de la transferencia de calor se aplica en industrias químicas en etapas como la evaporación y secado.

Esto ocurre cuando dos sistemas que se encuentran a distintas temperaturas se ponen en contacto, permitiendo el flujo de la energía del punto de mayor temperatura al de menor, hasta alcanzar un equilibrio térmico, en el que se igualan las temperaturas.

3.6. Primera ley de la termodinámica en
    3.6.1. Forma general

La primera ley de la termodinámica aplica el principio de conservación de energía a sistemas donde la transferir de calor y hacer un trabajo son los métodos de intercambio de energía dentro y fuera del sistema. La primera ley de la termodinámica establece que el cambio en la energía interna de un sistema, $\mathrm{\Delta }$$�$$\Delta U$delta, U, es igual al calor neto que se le transfiere, $�$$Q$Q, más el trabajo neto que se hace sobre él, $�$$W$W. En forma de ecuación, la primera ley de la termodinámica es,

$\mathrm{\Delta }�=�+�$

Aquí, $\mathrm{\Delta }$$�$$\Delta U$delta, U es el cambio en la energía interna $�$$U$U del sistema, $�$$Q$Q es el calor neto que se le ha transferido (es decir, $�$$Q$Q es la suma de todo el calor transferido por y hacia el sistema) y $�$$W$W es el trabajo neto realizado sobre el sistema.
Así que el calor $�$$Q$Q positivo y el trabajo $�$$W$W positivo inyectan energía en el sistema. La primera ley toma la forma $\mathrm{\Delta }$$�$$=$$�$$+$$�$$\Delta U=Q+W$delta, U, equals, Q, plus, W por esta razón. Simplemente establece que puedes aumentar la energía interna de un sistema al calentarlo o al hacer trabajo sobre él.

El primer principio de la termodinámica​ es un principio que refleja la conservación de la energía en el contexto de la termodinámica y establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien este intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará.

A partir de la conclusión de Joule podríamos caer en la tentación de llamar al calor energía «interna» asociada con la temperatura. Podríamos entonces agregar calor a las energías potencial y cinética de un sistema, y llamar a esta suma la energía total, que es lo que conservaría. De hecho, esta solución funciona bien para una gran variedad de fenómenos, incluyendo los experimentos de Joule. Los problemas surgen con la idea de «contenido» de calor de un sistema. Por ejemplo, cuando se calienta un sólido hasta su punto de fusión, una “entrada de calor” adicional provoca la fusión pero sin aumentar la temperatura. Con este sencillo experimento vemos que considerar simplemente la energía térmica medida solo por un aumento de temperatura como parte de la energía total de un sistema no dará una ley general completa.

    3.6.2. Sistema cerrado

En un proceso termodinámico que involucra un sistema cerrado, el incremento en la energía interna es igual a la diferencia entre el calor acumulado por el sistema y el trabajo realizado por él. Debido a su definición en términos de incrementos, el valor de la energía interna de un sistema no está definido unívocamente.

3.7. Naturaleza de la energía almacenada

El almacenamiento de energía comprende los métodos para conservar en la medida de lo posible una cierta cantidad de energí en cualquier forma, para utilizarla cuando se requiera en la misma forma en que se recolectó o en otra diferente. Las formas de energía pueden ser energía potencial (gravitacional, química, elástica, etc.) o energí cinética. Muchos sistemas mecánicos funcionan almacenando energía y consumiéndola lentamente: un ejemplo es el reloj mecánico que almacena en el muelle la energía para ir consumiéndola vía un regulador. En un ordenador los condensadores existentes en un chip almacenan la energía suficiente para que al volver a encenderse tengan la memoria de algunas de las funciones previas. Incluso los alimentos son una forma que la naturaleza tiene de almacenar la energía procedente del Sol.

El almacenamiento de energía es un proceso complejo que se lleva haciendo por la naturaleza desde miles de millones de años - por ejemplo, la energía presente en la creación inicial del Universo ha sido puesta en libertad en forma de estrellas como el Sol, y ahora está siendo utilizada directamente por los seres vivos (a través de la energía solar), o indirectamente (por ejemplo por el aumento de los cultivos o de la conversión en electricidad en las células solares). Los sistemas de almacenamiento de energía en el uso comercial de la actualidad se traducen en términos generales, en sistemas de almacenamiento mecánicos, eléctricos, químicos, biológicos, nucleares y térmicos.

3.8. Aplicar la primera ley de la termodinámica en diferentes sistemas cerrados, con o sin fricción
3.9. Primera ley de la termodinámica en diferentes sistemas abiertos operando en estado estable, con o sin fricción

La variación de energía del sistema es igual a la transferencia neta de energía al sistema mediante la interacción de calor mas la transferencia neta de energía al sistema mediante la interacción trabajo.

Un sistema abierto es aquel que tiene entrada y/o salida de masa, así como interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, también puede realizar trabajo de frontera.

La ecuación general para un sistema abierto en un intervalo de tiempo es:

${\displaystyle �+�+\sum _{\mathrm{i}\mathrm{n}}{�}_{\mathrm{i}\mathrm{n}}(ℎ+\frac{1}{2}{�}^2+��{)}_{\mathrm{i}\mathrm{n}}-\sum _{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}{�}_{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}(ℎ+\frac{1}{2}{�}^2+��{)}_{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}=\mathrm{\Delta }{�}_{\mathrm{s}\mathrm{i}\mathrm{s}\mathrm{t}\mathrm{e}\mathrm{m}\mathrm{a}}}$

O igualmente;

${\displaystyle �-�+\sum _{\mathrm{i}\mathrm{n}}{�}_{\mathrm{i}\mathrm{n}}{�}_{\mathrm{i}\mathrm{n}}-\sum _{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}{�}_{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}{�}_{\mathrm{o}\mathrm{u}\mathrm{t}}=\mathrm{\Delta }{�}_{\mathrm{s}\mathrm{i}\mathrm{s}\mathrm{t}\mathrm{e}\mathrm{m}\mathrm{a}},}$

donde;

in representa todas las entradas de masa al sistema.

out representa todas las salidas de masa desde el sistema.

 es la energía por unidad de masa del flujo y comprende la entalpía, energía potencial y energía cinética: ${\displaystyle �=ℎ+\frac{1}{2}{�}^2+��}$

La energía del sistema es:

${\displaystyle {�}_{\mathrm{s}\mathrm{i}\mathrm{s}\mathrm{t}\mathrm{e}\mathrm{m}\mathrm{a}}=�+\frac{1}{2}�{�}^2+���}$

La variación de energía del sistema en el intervalo de tiempo considerado (entre t₀ y t) es:

${\displaystyle \mathrm{\Delta }{�}_{\mathrm{s}\mathrm{i}\mathrm{s}\mathrm{t}\mathrm{e}\mathrm{m}\mathrm{a}}={\int }_{{�}_0}^{�}\frac{��}{��}��}$

3.10. Máquina térmica y por eficiencia

La eficiencia de una máquina térmica es la porción del calor suministrado que se transforma en trabajo mecánico. Con símbolos, podríamos escribir: Donde es la eficiencia, sin unidades, y son las energías producidas y suministradas respectivamente.

Es una medida de qué tan eficientemente una máquina térmica convierte el calor que recibe en trabajo. Las eficiencias térmicas de dispositivos que producen trabajo son relativamente bajas. intercambian calor con el aire ambiente.

El rendimiento térmico o eficiencia de una máquina térmica es un coeficiente o ratio adimensional calculado como el cociente de la energía producida (en un ciclo de funcionamiento) y la energía suministrada a la máquina (para que logre completar el ciclo termodinámico). Se designa con la letra griega ηter:

3.11. Refrigerador y por coeficiente de funcionamiento

Un refrigerador es un dispositivo cuyo objetivo es extraer calor de un cuerpo a una cierta temperatura y cederlo a otro que se encuentra a una temperatura superior. Para ello utiliza de una sustancia de trabajo (vapor de agua, aire u otras sustancias) que realiza una serie de transformaciones termodinámicas de forma cíclica, para que pueda funcionar de forma continua, como sucede con las máquinas térmicas.

COP se define como la relación entre la potencia (kW) que se extrae de la bomba de calor como refrigeración o calor, y la potencia (kW) que se suministra al compresor.

La eficiencia de una bomba de calor o refrigerador está dada por un parámetro llamado el coeficiente de rendimiento (COP). El COP de un refrigerador está dado por la siguiente ecuación: COP = Salida Deseada/Entrada Requerida= Efecto de Enfriamiento/Trabajo de Entrada= Q_L/W.

3.12. Bomba de calor

La bomba de calor toma la energía del entorno natural (el aire, el agua o la tierra) y la transporta al interior de los recintos, calentándolos. Es decir, en invierno, capta el calor del exterior y lo transfiere a los espacios interiores para calefactarlos.

Consiste en transportar energía en forma de calor de un ambiente (que puede ser aire, agua o suelo) a otro. Este proceso, basado en la aerotermia, se genera a través del cambio de estado de un fluido refrigerante cuando pasa de líquido a gas absorbe calor para cambiar de estado, por lo tanto, enfría.

3.13. Coeficiente de funcionamiento para una máquina

El COP es una medida que compara la salida de calor del condensador del aparato con la potencia suministrada al compresor. En pocas palabras, es uno de los mejores medidores sobre la eficiencia energética de la máquina.

Lo que indica el COP es cuánto consume la máquina para ofrecer la energía calorífica que aporta y cuál es la cantidad. Evidentemente, una máquina que gasta poca energía y genere mucha es mucho más eficiente que una que gaste mucha y genere poca o incluso una que gasta y genera mucha.

Aunque esto pueda parecer poco importante, en grandes centros de trabajo donde se necesitan máquinas muy potentes, un buen grado de COP en la aerotermia del aparato puede ser fundamental para que el gasto en climatización no se dispare.

A la hora de calcular el COP de una instalación de aire acondicionado se necesitan dos informaciones fundamentales, que se pueden encontrar en la tarjeta de información técnica de la máquina.

Una de ellas es la potencia calorífica y la otra la potencia eléctrica que el aire acondicionado precisa cuando funciona en modo calefacción. El COP es el resultado de dividir la potencia calorífica entre la potencia eléctrica que se consume. El resultado suele multiplicarse por cien para poder presentar el dato final como un porcentaje.

Hay que señalar que las medidas de potencia calorífica y potencia eléctrica necesaria se toman cuando el aparato funciona a pleno rendimiento para el cálculo del COP. Esto puede traducirse en que el resultado nos ofrezca una imagen fidedigna del gasto energético del aparato, que generalmente funciona a un menor rendimiento.

Lejos de ser un beneficio, puede convertirse en un verdadero problema porque los fabricantes afinaban sus equipos para dar un excelente COP a pleno rendimiento, dejando de lado el equilibro de la máquina a una menor exigencia.

3.14. Transferencia de energía por calor, trabajo y masa.

El calor es una forma de energía desorganizada y sólo una porción de él puede convertirse en trabajo, que es una forma de energía organizada. Es posible producir trabajo a partir de calor a una temperatura superior a la temperatura ambiente, transfiriéndolo a una máquina térmica que rechaza hacia el ambiente el calor de desperdicio.

Transferencia de energía por trabajo.
Es la energía asociada con una fuerza actuando a través de una distancia. Típicamente se dice que si la energía que cruza a través de la frontera de un sistema cerrado no es calor, entonces debe ser trabajo.

La transferencia de masa se da por la propensión de uno o más componentes de una mezcla al trasladarse desde la zona de mayor concentración hacia la zona de menor concentración. La transferencia cesa cuando se llega al equilibrio entre las fases debido a que ya no existe la fuerza impulsora.

3.15. Transferencia de calor.

La transferencia de calor es el proceso físico de propagación del calor en distintos medios. La subdisciplina de la física que estudia estos procesos se llama a su vez termodinámica. El estudio de la transferencia de calor se aplica en industrias químicas en etapas como la evaporación y secado

3.16. Transferencia de energía por trabajo.
3.17. Formas mecánicas de trabajo.

Hay diversasa formas de hacer trabajo, cada una relacionada  de cierta forma con un afuerza que actua a lo largo de una sustancia.

Trabajo de flecha : La transmisión de energía mediante un eje rotatorio es una práctica muy común en la ingeniería. Con frecuencia el momento de torsión T aplicado al eje es constante, lo cual significa que la fuerza F aplicada también en constante.

Trabajo al estirar un resorte. Cuando estiramos un resorte, el trabajo que realizamos varía según lo vayamos estirando y es que la fuerza que tenemos que ejercer en cada instante va variando constantemente. La fuerza que hay que realizar tiene que compensar la que ejerce el muelle en sentido contrario.

3.18. Principio de conservación de la masa.

Llegó el momento de conocer a Antoine Laurent Lavoisier, un químico francés quien, con base en los estudios que realizó, propuso la ley de la conservación de la masa.

Lavoisier demostró que al efectuarse una reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma, es decir, las sustancias reaccionantes al interactuar entre sí forman nuevos productos con propiedades físicas y químicas diferentes a las de los reactivos, esto debido a que los átomos de las sustancias se ordenan de forma distinta.

3.19. Trabajo de flujo y la energía de un fluido en movimiento.

El flujo de trabajo consiste en los pasos y los estados de un proceso. Los flujos de trabajo pueden aparecer como una serie de pasos en una lista de verificación o como un diagrama que visualiza esos pasos.

La energía de un fluido en cualquier momento consta de tres componentes: Cinética: es la energía debida a la velocidad que posea el fluido; Potencial o gravitacional: es la energía debido a la altitud que un fluido posea; Energía de presión: es la energía que un fluido contiene debido a la presión que posee.

3.20. La primera ley de la termodinámica.

Muchos motores y plantas de energía operan convirtiendo energía térmica en trabajo. La razón es que un gas al calentarse puede hacer trabajo mecánico sobre turbinas o pistones, lo que ocasiona que se muevan. La primera ley de la termodinámica aplica el principio de conservación de energía a sistemas donde la transferir de calor y hacer un trabajo son los métodos de intercambio de energía dentro y fuera del sistema. La primera ley de la termodinámica establece que el cambio en la energía interna de un sistema, $\mathrm{\Delta }$$�$$\Delta U$delta, U, es igual al calor neto que se le transfiere, $�$$Q$Q, más el trabajo neto que se hace sobre él, $�$$W$W.

3.21. Balance de energía.

BALANCE DE ENERGIA
Que la energía no se crea, ni se destruye, sino que se conserva y puede cambiar de forma. Es decir Q = W, en que Q es el calor suministrado por el sistema al medio ambiente y W el trabajo realizado por el medio ambiente al sistema durante el ciclo.

Es un conjunto de relaciones de equilibrio que cuantifica los fluidos del proceso de producción, intercambio, transformación y consumo final de energía, expresados en una unidad común Peta Joules (PJ), en un periodo anual dentro de un territorio estatal, municipal o regional.

El perfil energético de dichos territorios (municipios, estados, regiones, etc.) se basan en el Balance de Energía.

 

El Balance de Energía realizado para la península de Baja California y el Estado de Quintana Roo, será útil para la planeación del desarrollo sustentable de dichas áreas geográficas del país.

 

El Sistema de Información Energética reúne información en una base de datos previamente alimentada con información obtenida de las instituciones que conforman el sector energético en México. La información, que se actualiza periódicamente, se encuentra estructurada en cuadros para facilitar su consulta y análisis. Asimismo, el sistema está disponible vía web en el portal que ofrece acceso público de la información.

 

El sistema será una herramienta útil para el sector público, para la planeación de políticas públicas y el desarrollo sustentable de la región; para el sector privado, para conocer las áreas de oportunidad y de inversión del sector energético en la región; además para quienes deseen ampliar su conocimiento sobre el tema.

Los objetivos del balance de Energía son:

• ·         Determinar la cantidad energía necesaria para un proceso.
• ·         Determinar las temperaturas a las cuales el proceso es más eficiente.
• ·         Disminuir el desperdicio de energía.
• ·         Determinar el tipo de materiales y equipos que mejor sean más eficientes.

3.22. Cambio de energía de un sistema.

La energía transferida a un sistema termodinámico puede ser de dos tipos: calor y trabajo. Ninguna de estas magnitudes es una función de estado, ya que no son propiedades del sistema sino la energía que se le ha suministrado a lo largo de una transformación, y dependen por tanto de la misma.

Esto se refleja en la ecuación de Helmholtz: ∆U = Q + W Donde ΔU denota el cambio en la energía interna, Q denota calor y W denota trabajo. Podemos notar a partir de la fórmula que la energía interna de un sistema aislado, es decir, uno que no intercambia energía o masa con el medio ambiente, es constante.

3.23. Balance de energía para sistemas cerrados.

El balance de energía al igual que el balance de materia es una derivación matemática de la "Ley de la conservación de la energía" (Primera Ley de La Termodinámica), es decir "La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma". El balance de energía es una principio físico fundamental al igual que la conservación de masa, que es aplicado para determinar las cantidades de energía que es intercambiada y acumulada dentro de un sistema.

 3.24. Balance de energía para sistemas de flujo estable.

Al igual que para los balances de masa, para los balances de energía hay quetener claro cuál es el sistema en el que se van a plantear, así como lascorrientes de entrada y salida del mismo.Consideremos el caso más simple representado en la figura con una únicacorriente de entrada y otra de salida.La energía puede intercambiarse en forma de calor, de trabajo, (seconsiderarán ambas magnitudes en valor absoluto y prescindiremos decualquier convenio de signos), y energía vinculada a los flujos de masa; éstaúltima en dos apartados: a) energía

3.25. Balance de energía para procesos de flujo no estable.

Durante un proceso de flujo estable no ocurre cambio de volumen de control, sin embargo cuando tenemosinterés en un proceso donde tiene que ver cambios dentro del volumen de control con tiempo, esto tiene que ver con procesos de flujo no estable. Cuando se analiza un proceso de este tipo hay que tener en cuenta el contenido de masa y energía de volumen de control, así como de las interacciones de energía a través de la frontera.

4. TEMA IV. EQUILIBRIO ENTRE FASES
4.1. Equilibrio líquido - vapor con los diagramas presión- temperatura

El equilibrio líquido-vapor es una condición que se llega a establecer en un proceso termodinámico en el cual la velocidad, de las moléculas que se pasan de la fase líquida a la fase vapor, llega a ser igual a la velocidad de las moléculas de la fase vapor que pasan a convertirse en fase líquida.

4.2. Equilibrio líquido - vapor con los diagramas presión-volumen específico

El campo de la termodinámica describe cuándo es posible el equilibrio vapor-líquido, y sus propiedades. Gran parte del análisis depende de si el vapor y el líquido consisten en un solo componente, o si son mezclas.

4.3. Equilibrio líquido - vapor con los diagramas presión-entalpía

El equilibrio líquido-vapor es una condición que se llega a establecer en un proceso termodinámico en el cual la velocidad, de las moléculas que se pasan de la fase líquida a la fase vapor, llega a ser igual a la velocidad de las moléculas de la fase vapor que pasan a convertirse en fase líquida.

4.4. Estados de líquido comprimido o subenfriado

El líquido comprimido (también llamado subenfriado) es aquel que no está a punto de vaporizarse. Una mezcla de líquido-vapor saturado es aquella mezcla en donde coexiste tanto la fase líquida como la gaseosa.

4.5. Estados de
    4.5.1. Líquido saturado

Líquido Saturado (LS)
Es una región límite entre el líquido subenfriado y la mezcla líquido vapor. Es el punto en el cual se inicia el cambio de fase del líquido al vapor. Tambien se le conoce como el punto de burbuja. Un agua a 100°C y 1 atm de presión es un líquido saturado cuando se forma la primera burbuja.

    4.5.2. Vapor húmedo

El vapor seco o saturado no contiene gotas de agua y se produce calentando agua en una cámara cerrada, mientras que el vapor húmedo o no saturado sí contiene gotas de agua.

    4.5.3. Vapor saturado seco

El vapor saturado o seco es el tipo de vapor que se obtiene cuando todas las moléculas de agua permanecen en estado gaseoso. Por ejemplo, en el caso de una tetera que silba cuando el agua está lista, el vapor no escapa libremente porque la presión está controlada para su uso previsto.

    4.5.4. Vapor sobrecalentado

Si el vapor saturado generado en una caldera se expone a una superficie con una temperatura más alta, su temperatura aumentará por encima de la temperatura de evaporación. A este vapor se le conoce como sobrecalentado por los grados de temperatura a los que se ha calentado por encima de la temperatura de saturación.

4.6. Calor latente de vaporización

La entalpía de vaporización es la cantidad de energía necesaria para que la unidad de masa de una sustancia que se encuentre en equilibrio con su propio vapor a una presión de una atmósfera pase completamente del estado líquido al estado gaseoso.

    3 4.7. Calor latente de fusión

La entalpía de fusión o calor de fusión es la cantidad de energía necesaria para hacer que un mol de un elemento alcance su punto de fusión y pase del estado sólido al líquido, a presión constante. En otras palabras, es la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno

4.8. Calor latente de sublimación

La cantidad de energía térmica que se necesita para sublimar a temperatura constante un kilogramo de sustancia en estado sólido se conoce como energía o calor latente de sublimación. El calor latente de sublimación de una sustancia es igual a la suma del calor latente de fusión más el calor latente de vaporización.

4.9. Calores específicos a presión y a volumen constante

Calor específico para un gas ideal a presión y volumen constantes. Esto representa la capacidad calorífica adimensional a volumen constante; generalmente es una función de la temperatura debido a las fuerzas intermoleculares.

Dicho en palabras simples, es la cantidad de energía que se requiere para elevar en un grado la temperatura de una unidad de masa de una sustancia. Esta cantidad de energía cambia dependiendo de la forma como se ejecute el proceso.

4.10. Tablas del vapor de agua y del Freón 12

https://termoaplicadaunefm.files.wordpress.com/2012/05/tabla-refrigerante-r12-si.pdf

4.11. Tablas de propiedades en sistemas abiertos y cerrados

Sistema aislado: es aquél que no intercambia ni materia ni energía con los alrededores. Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante). Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores.

5. TEMA V. GAS IDEAL
5.1. Gas ideal
    5.1.1. Densidad

La masa de n moles de gas viene dada por m=nM. La densidad  de un gas ideal es = m/V= nM/V, o bien como n/V=P/RT; A una temperatura dada, la densidad de un gas ideal es proporcional a la presión.

La densidad abosuluta del gas natural es de 0,737 kg/m3, mientras que la densidad del aire es de 1,2250 kg/m3. Si establecemos la densidad relativa del aire = 1, la densidad relativa del gas natural es igual a 0,62, es decir, el gas natural es un 38% más ligero que el aire y por lo tanto asciende.

    5.1.2. Volumen específico

En termodinámica, el volumen específico de una sustancia es una propiedad intrínseca de la sustancia, definida como la relación entre el volumen de la sustancia (V) y su masa. Es el recíproco de la densidad ρ y está relacionado con el volumen molar y la masa molar:

La unidad estándar de volumen específico es metros cúbicos por kilogramo (m³/kg), pero otras unidades incluyen pies³ /lb, pies³ /slug o mL/g.¹​

El volumen específico de un gas ideal está relacionado con la constante molar de los gases (R) y la temperatura (T), la presión (P) y la masa molar (M) del gas, como se muestra:

Desde ${\displaystyle ��=���}$ y $�=\frac{�}{�}$

${\displaystyle �=\frac{�}{�}=\frac{��}{��}}$

    5.1.3. Presión

Se define un gas ideal como aquél para el que PV/nT es constante a todas las presiones. En este caso, la presión, el volumen y la temperatura están relacionados por PV=nRT (Ley de los gases ideales).

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante  para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo xvii, aparentemente de manera independiente por August Krönig en 1856¹​ y Rudolf Clausius en 1857.²​ La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de constantes de gases específicas descritas por Dmitri Mendeleev en 1874.³

    5.1.4. Temperatura

Así, como las propiedades de los gases depende también de la temperatura se ha aceptado que un gas se encuentra en condiciones estándar de presión y temperatura (denominadas condiciones normales) cuando su presión es 1,013·105 Pa (1 atm) y su temperatura es de 273,15 K (0 °C).

Sí se aumenta la temperatura del gas, aumenta la velocidad de las moléculas y su energía cinética, aumentando la presión sobre las paredes. La mayoría de las leyes de los gases, las cumplen los gases denominados perfectos o ideales.

5.2. Ecuación de estado de un gas ideal en diferentes formas

La ecuación anterior queda entonces PV=nN_AkT=nRT, siendo R = kN_A, que se denomina constante universal de los gases. Su valor es el mismo para todos los gases: R=8,314 J/mol^.K=0,08206 L^.atm/mol^.K (L = litros). Se define un gas ideal como aquél para el que PV/nT es constante a todas las presiones.

La ley de los gases ideales (PV = nRT) relaciona las propiedades macroscópicas de los gases ideales. Un gas ideal es un gas en el que las partículas (a) no se atraen ni se repelen mutuamente y (b) no ocupan espacio (no tienen volumen).

5.3. Relación entre la presión y el volumen específico para un proceso adiabático sin fricción

En un proceso adiabático, una parcela de aire que asciende experimenta una disminución de la presión y por tanto se expande y enfría. De la misma forma, una parcela de aire que desciende experimenta un aumento de la presión, por lo que se contrae y calienta.

El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Un ejemplo es una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas.

5.4. Relación entre
    5.4.1. La presión y la temperatura para un proceso adiabático sin fricción

Cuando un gas ideal se comprime adiabáticamente ( Q = 0 ) , ( Q = 0 ) , se realiza trabajo sobre él y su temperatura aumenta; en una expansión adiabática, el gas realiza trabajo y su temperatura desciende.

En un proceso adiabático, una parcela de aire que asciende experimenta una disminución de la presión y por tanto se expande y enfría. De la misma forma, una parcela de aire que desciende experimenta un aumento de la presión, por lo que se contrae y calienta.

   5.4.2. El volumen específico y la temperatura para un proceso adiabático sin fricción

Un proceso sin transferencia de calor hacia o desde un sistema, de modo que Q = 0, se llama adiabático, y dicho sistema se dice ser adiabáticamente aislado. La suposición simplificadora que se hace con frecuencia es que un proceso es adiabático. Por ejemplo, se supone que la compresión de un gas dentro de un cilindro de un motor ocurre tan rápidamente que, en la escala de tiempo del proceso de compresión, una pequeña parte de la energía del sistema puede transferirse en forma de calor a los alrededores. Aunque los cilindros no están aislados y son bastante conductores, ese proceso se idealiza para que sea adiabático. Lo mismo puede decirse del proceso de expansión de dicho sistema.

5.5. Proceso politrópico

Se denomina proceso politrópico al proceso termodinámico, generalmente ocurrido en gases, en el que existe, tanto una transferencia de energía al interior del sistema que contiene el o los gases como una transferencia de energía con el medio exterior.¹​

El proceso politrópico obedece a la relación:

Donde p es la presión, V es un volumen específico, n, el índice politrópico, que puede ser cualquier número real, y C es una constante. La ecuación de un proceso politrópico es particularmente útil para describir los procesos de expansión y compresión que incluyen transferencia de calor. Esta ecuación puede caracterizar un amplio rango de procesos termodinámicos desde n=0 a n=${\displaystyle \mathrm{\infty }}$ lo cual incluye: n=0 (proceso isobárico), n=1 (proceso isotérmico), n=γ (proceso isentrópico), n=${\displaystyle \mathrm{\infty }}$ (proceso isocórico) y todos los valores intermedios de n. Así la ecuación es politrópica en el sentido de que describe varias líneas o procesos. Además de la representación del comportamiento de gases, la ecuación puede ser utilizada para representar ciertos comportamientos de líquidos o sólidos. La única restricción es que el proceso debe desplegar una tasa de transferencia de energía de K=δQ/δW=constante durante tal proceso. Si se desvía de tal restricción, esto sugiere que el exponente no es una constante. Para un exponente específico, otros puntos a lo largo de la curva pueden ser calculados de la siguiente manera:

${\displaystyle {�}_1{�}_1^{�}={�}_2{�}_2^{�}=...=�}$

5.6. Factor de compresibilidad generalizado

El factor de compresibilidad (Z), conocido también como el factor de compresión, es la razón del volumen molar de un gas con relación al volumen molar de un gas ideal a la misma temperatura y presión. Es una propiedad termodinámica útil para aplicar la ley de los gases ideales al comportamiento de un gas real.

general, la desviación del comportamiento ideal se vuelve más significativa cuanto más cercano esté un gas a un cambio de fase, sea menor la temperatura o más grande]] la cual toma constantes empíricas de compuestos específicos como datos de entrada. Para un gas que sea una mezcla de dos o más gases puros (aire o gas natural, ejemplo), es requerida una composición del gas para que la compresibilidad sea calculada.

De manera alternativa, el factor de compresibilidad para gases específicos puede ser leído a partir de gráficos de compresibilidad generalizados​ que grafiquen  como una función de la presión a temperatura constante.

El factor de compresibilidad es definido como

${\displaystyle �=\frac{{�}_{\mathrm{m}}}{({�}_{\mathrm{m}}{)}_{\text{gas ideal}}}=\frac{�{�}_{\mathrm{m}}}{��},}$

donde ${\displaystyle {�}_{\mathrm{m}}}$ es el volumen molar, ${\displaystyle ({�}_{\mathrm{m}}{)}_{\text{gas ideal}}=��/�}$ es el volumen molar del correspondiente gas ideal, ${\displaystyle �}$ es la presión, ${\displaystyle �}$ es la temperatura, y ${\displaystyle �}$ es la constante universal de los gases ideales. Para aplicaciones de ingeniería, es expresado frecuentemente como

${\displaystyle �=\frac{�}{�{�}_{\mathrm{s}\mathrm{p}\mathrm{e}\mathrm{c}\mathrm{i}\mathrm{f}\mathrm{i}\mathrm{c}}�},}$

donde ${\displaystyle �}$ es la densidad del gas y ${\displaystyle {�}_{\mathrm{s}\mathrm{p}\mathrm{e}\mathrm{c}\mathrm{i}\mathrm{f}\mathrm{i}\mathrm{c}}=�/�}$ es la constante de los gases específica,²​ y ${\displaystyle �}$ es la masa molar.

5.7. Ecuación de estado de Van Der Waals

La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes van der Waals, quien recibió el premio Nobel en 1910 por su trabajo en la ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas.

Una forma de esta ecuación es:

${\displaystyle \left(�+\frac{{�}^{\prime }}{{�}^2}\right)\left(�-{�}^{\prime }\right)=��}$

Si se introducen el número de Avogadro (${\displaystyle {�}_{�}}$), el número de moles (${\displaystyle �}$) y, consecuentemente, el número total de partículas (${\displaystyle �{�}_{\mathrm{A}}}$), la ecuación queda en la forma siguiente:

Debe hacerse entre una distinción cuidadosa entre el volumen disponible para una partícula y el volumen de una partícula misma. En particular, en la primera ecuación ${\displaystyle �}$ se refiere al espacio vacío disponible por partícula. Es decir que ${\displaystyle �}$, es el volumen ${\displaystyle �}$ del recipiente dividido por el número total de ${\displaystyle �{�}_{\mathrm{A}}}$ de partículas. El parámetro ${\displaystyle {�}^{\prime }}$, por el contrario, es proporcional al volumen ocupado de una partícula —únicamente delimitado por el radio radio atómico. Este es el volumen que se restará de ${\displaystyle �}$ debido al espacio ocupado por una partícula. En la derivación original de Van der Waals, que figura a continuación, ${\displaystyle {�}^{\prime }}$ es cuatro veces el volumen disponible de la partícula. Observe además que la presión ${\displaystyle �}$ tiende a infinito cuando el contenedor está completamente lleno de partículas de modo que no hay espacio vacío dejado por las partículas a moverse. Esto ocurre cuando ${\displaystyle �=��}$.

6. TEMA VI. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

6.1. Introducción a la segunda ley de la termodinámica.

El segundo principio de la termodinámica es uno de los más importantes de la física; aún pudiendo ser formulado de muchas maneras, todas ellas llevan a la explicación del concepto de irreversibilidad y al de entropía. Este último concepto, cuando es tratado por otras ramas de la física, sobre todo por la mecánica estadística y la teoría de la información, queda ligado al grado de desorden de la materia y la energía de un sistema. La termodinámica, por su parte, no ofrece una explicación física de la entropía, que queda asociada a la cantidad de energía no utilizable de un sistema. Sin embargo, esta interpretación meramente fenomenológica de la entropía es totalmente consistente con sus interpretaciones estadísticas. Así, tendrá más entropía el agua en estado gaseoso con sus moléculas dispersas y alejadas unas de las otras que en estado líquido con sus moléculas más juntas y más ordenadas.

El primer principio de la termodinámica dictamina que la materia y la energía no se pueden crear ni destruir, sino que se transforman, y establece el sentido en el que se produce dicha transformación. Sin embargo, el punto capital del segundo principio es que, como ocurre con toda la teoría termodinámica, se refiere única y exclusivamente a estados de equilibrio. Toda definición, corolario o concepto que de él se extraiga solo podrá aplicarse a estados de equilibrio, por lo que, formalmente, parámetros tales como la temperatura o la propia entropía quedarán definidos únicamente para estados de equilibrio. Así, según el segundo principio, cuando se tiene un sistema que pasa de un estado de equilibrio A a otro B, la cantidad de entropía en el estado de equilibrio B será la máxima posible, e inevitablemente mayor que la del estado de equilibrio A. Evidentemente el sistema solo funcionará cuando esté en tránsito del estado de equilibrio A al B y no cuando se encuentre en uno de estos estados. Sin embargo, si el sistema está aislado, su energía y cantidad de materia no han podido variar (según el primer principio); si la entropía se maximiza en cada transición de un estado de equilibrio a otro,de modo que el desorden interno del sistema aumenta, se ve claramente un límite natural: cada vez costará más extraer la misma cantidad de trabajo, pues según la mecánica estadística el desorden equivalente debe aumentar exponencialmente (dado que la cantidad de trabajo se obtiene del paso de un estado ordenado a otro de mayor desorden).

6.2. Segunda ley de la termodinámica de acuerdo con
    6.2.1. El enunciado de Clausius

El teorema de Clausius (1855) establece que un sistema que intercambia calor con depósitos externos y experimenta un proceso cíclico, es uno que finalmente devuelve un sistema a su estado original,

donde ${\displaystyle ��}$es la cantidad infinitesimal de calor absorbido por el sistema desde el depósito y ${\displaystyle {�}_{����}}$es la temperatura del reservorio externo (entorno) en un instante particular en el tiempo. En el caso especial de un proceso reversible, la igualdad se mantiene.​ El caso reversible se utiliza para introducir la función de estado de entropía. Esto se debe a que en un proceso cíclico la variación de una función de estado es cero. En otras palabras, la declaración de Clausius afirma que es imposible construir un dispositivo cuyo único efecto sea la transferencia de calor de un depósito fresco a un depósito caliente.​ De manera equivalente, el calor fluye espontáneamente de un cuerpo caliente a uno más frío, no al revés.​ La "desigualdad generalizada de Clausius"

para un cambio infinitesimal en la entropía S se aplica no solo a los procesos cíclicos, sino a cualquier proceso que ocurra en un sistema cerrado.

    6.2.2. El enunciado de Kelvin-Planck

Enunciado Según Kelvin- Plank: “Es imposible construir una máquina con un solo depósito de calor que, mientras funcione siguiendo un ciclo, produzca otros efectos que el de realizar trabajo a base de tomar calor de dicho depósito enfriándolo”.

6.3. Trascendencia de la segunda ley de la termodinámica

Es preciso reconocer que las ciencias naturales han ido creando conceptos en los últimos dos siglos que se han alejado del saber común, el que todos los ciudadanos con alguna cultura sustentan en cualquier país. A los estudiantes de preuniversitario casi siempre les resulta extraño y difícil de racionalizar el concepto de “entropía”. Al final se conforman con que el profesor les diga: “entiéndanlo como una medida del desorden”. A partir de ahí, hasta los padres le pueden decir a la alumna o el alumno: ”¡qué entropía tienes en tus papeles!”, para denostar su caos documentario. La entropía y la Segunda Ley de la Termodinámica no son conceptos de fácil popularización, a pesar de su enorme importancia para nuestra vida en el mundo actual.
En realidad la entropía solo en alguna medida se puede igualar al desorden. A lo que si se puede hacer bastante parecido es a la diversidad. Una de las formas de expresar la famosa Segunda Ley de la Termodinámica es que “cualquier proceso natural espontáneo aumenta la entropía del sistema”. Y es que lo que denominamos como la entropía de cualquier sistema material depende de la cantidad de estados posibles en el que puede o tiene probabilidades de existir. Quiere decir que si un proceso es espontáneo, o sea, que ocurre sin realizar trabajo externo alguno sobre él que lo facilite, su evolución marcha siempre en la dirección de aumentar sus probabilidades de existencia y estabilidad. Y eso implica que tenga que emplear la mínima energía para seguir evolucionando y aumentando sus diferentes formas de existir establemente.

6.4. Depósitos de energía térmica.

Hipotéticamente, un cuerpo que posea una capacidad de energía térmica relativamente grande (masa x calor específico) que pueda suministrar o absorber cantidades finitas de calor sin experimentar ningún cambio de temperatura, se llama depósito de energía térmica, o sólo depósito.

6.5. Máquinas térmicas.

La definición moderna del término máquina es el conjunto de elementos que permiten vencer una resistencia o transformar una información aplicando una energía. El curso pasado se analizaron los elementos que pueden componer una máquina, como engranajes, tornillos, etc. En este curso se analizan las máquinas térmicas. Una máquina térmica es un dispositivo que trabaja de forma cíclica o de forma continua para producir trabajo mientras se le da y cede calor, aprovechando las expansiones de un gas que sufre transformaciones de presión, volumen y temperatura en el interior de dicha máquina.

6.6. Refrigeradores y bombas de calor.

Los ciclos que utilizamos para describir la máquina en la sección anterior son todos reversibles, por lo que cada secuencia de pasos puede realizarse fácilmente en la dirección opuesta. En este caso, la máquina se conoce como un refrigerador o una bomba de calor, dependiendo de cuál sea el objetivo: el calor extraído del reservorio frío o el calor vertido al reservorio caliente. Un refrigerador o una bomba de calor es una máquina que funciona a la inversa. En el caso de un refrigerador, el objetivo es eliminar el calor de una zona concreta. En el caso de una bomba de calor, el objetivo es descargar el calor en una zona específica.

Consideramos primero un refrigerador. El propósito de esta máquina es eliminar el calor del reservorio frío, que es el espacio dentro de la nevera para un refrigerador doméstico real o el espacio dentro de un edificio para una unidad de aire acondicionado.

6.7. Procesos reversibles y los irreversibles

Reversible: es un proceso que, una vez que ha tenido lugar, puede ser invertido (recorrido en sentido contrario) sin causar cambios ni en el sistema ni en sus alrededores. 

Una reacción reversible es una reacción en la que la conversión de reactivos en productos y la conversión de productos en reactivos ocurren simultáneamente. Un ejemplo de una reacción reversible es la reacción de gas hidrógeno y vapor de yodo para formar yoduro de hidrógeno.

Irreversible: es un proceso que no es reversible. Los estados intermedios de la transformación no son de equilibrio.

Procesos irreversibles. Una transformación de un sistema pasando de un estado inicial a un estado final es irreversibles si el paso del estado final al inicial es imposible sin efectuar ningún cambio a los cuerpos del antorno; esto es, el retorno precisa compensación. Procesosrreversibles.

6.8. Principio de Carnot
    6.8.1. Ciclo de Carnot

El ciclo de Carnot es un ciclo termodinámico que se produce en un equipo o máquina cuando trabaja absorbiendo una cantidad de calor Q₁ de una fuente de mayor temperatura y cediendo un calor Q₂ a la de menor temperatura produciendo un trabajo sobre el exterior.

El rendimiento de este ciclo viene definido por

y, como se verá adelante, es mayor que el producido por cualquier máquina que funcione cíclicamente entre las mismas fuentes de temperatura. Una máquina térmica que realiza este ciclo se denomina máquina de Carnot.

Como todos los procesos que tienen lugar en el ciclo ideal son reversibles, el ciclo puede invertirse y la máquina absorbería calor de la fuente fría y cedería calor a la fuente caliente, teniendo que suministrar trabajo a la máquina. Si el objetivo de esta máquina es extraer calor de la fuente fría (para mantenerla fría) se denomina máquina frigorífica, y si es ceder calor a la fuente caliente, bomba de calor.

    6.8.2. La escala termodinámica de temperatura

Las escalas térmicas o escalas de temperatura más importantes son la Fahrenheit, la Celsius y la Kelvin (o absoluta). Cada escala considera dos puntos de referencia, uno superior y el otro inferior, y un número de divisiones entre las referencias señaladas.

    6.8.3. La máquina térmica de Carnot.

La máquina de Carnot es una máquina ideal que utiliza calor para realizar un trabajo. En ella hay un gas sobre el que se ejerce un proceso cíclico de expansión y contracción entre dos temperaturas. El ciclo termodinámico utilizado se denomina ciclo de Carnot y fue estudiado por Sadi Carnot alrededor de 1820.

    6.8.4. El refrigerador y la bomba de calor de Carnot.

El refrigerador de Carnot es una máquina de Carnot que funciona de manera inversa, es decir, extrae calor del foco frío y cediéndoselo al foco caliente. Como demostraremos, es el refrigerador que mayor eficiencia tiene trabajando entre dos focos térmicos determinados.

En primer lugar determinaremos la eficiencia del refrigerador de Carnot suponiendo que su sustancia de trabajo es un gas ideal.

Una bomba de calor es un dispositivo mecánico que transporta energía térmica de una región a baja temperatura a una región a temperatura mayor. La figura es una representación esquemática de una bomba de calor. La temperatura exterior es Tf y la energía térmica absorbida por el fluido circulante es Qf. La bomba de calor realiza un trabajo W sobre el fluido, y la energía térmica transferida de la bomba de calor hacia el interior del edificio es Qc.

6.9. Ciclo Stirling

Es un ciclo de compresión y expansión de un gas. Se utilizan dos niveles de temperatura que hace que haya una conversión neta de de energía térmica en trabajo mecánico. Al igual que la máquina de vapor, el motor Stirling se clasifica tradicionalmente como un motor de combustión externa.

6.10. Ciclo Ericsson

El ciclo Ericsson fue ideado por el inventor John Ericsson, que proyectó y construyó varios motores de aire caliente basados en diferentes ciclos termodinámicos. Es considerado el autor de dos ciclos para motores térmicos de combustión externa y constructor de motores reales basados en los ciclos mencionados.

6.11. Desigualdad de Clausius

El teorema de Clausius (1855) establece que un sistema que intercambia calor con depósitos externos y experimenta un proceso cíclico, es uno que finalmente devuelve un sistema a su estado original,

donde ${\displaystyle ��}$es la cantidad infinitesimal de calor absorbido por el sistema desde el depósito y ${\displaystyle {�}_{����}}$es la temperatura del reservorio externo (entorno) en un instante particular en el tiempo. En el caso especial de un proceso reversible, la igualdad se mantiene.¹​ El caso reversible se utiliza para introducir la función de estado de entropía. Esto se debe a que en un proceso cíclico la variación de una función de estado es cero. En otras palabras, la declaración de Clausius afirma que es imposible construir un dispositivo cuyo único efecto sea la transferencia de calor de un depósito fresco a un depósito caliente.²​ De manera equivalente, el calor fluye espontáneamente de un cuerpo caliente a uno más frío, no al revés.³​ La "desigualdad generalizada de Clausius" ⁴​

para un cambio infinitesimal en la entropía S se aplica no solo a los procesos cíclicos, sino a cualquier proceso que ocurra en un sistema cerrado.

6.12. Entropía.

En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es una magnitud física para un sistema termodinámico en equilibrio. Mide el número de microestados compatibles con el macroestado de equilibrio; también se puede decir que mide el grado de organización del sistema, o que es la razón de un incremento entre energía interna frente a un incremento de temperatura del sistema termodinámico.

La entropía es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se da de forma natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. La palabra «entropía» procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850;​ y Ludwig Boltzmann, quien encontró en 1877 la manera de expresar matemáticamente este concepto, desde el punto de vista de la probabilidad.

6.13. El principio del incremento de entropía.

Como los procesos reales son siempre irreversibles, siempre aumentará la entropía. Así como la energía no puede crearse ni destruirse, la entropía puede crearse pero no destruirse. Es posible afirmar entonces que, como el universo es un sistema aislado, su entropía crece constantemente con el tiempo.

Esto marca un sentido a la evolución del mundo físico, que se conoce como principio de evolución.

Cuando la entropía sea máxima en el universo, esto es, cuando exista un equilibrio entre todas las temperaturas y presiones, llegará la muerte térmica del universo (enunciada por Clausius).

En el caso de sistemas cuyas dimensiones sean comparables a las dimensiones de las moléculas, la diferencia entre calor y trabajo desaparece y, por tanto, parámetros termodinámicos como la entropía, la temperatura y otros no tienen significado. Esto conduce a la afirmación de que el segundo principio de la termodinámica no es aplicable a estos microsistemas, porque realmente no son sistemas termodinámicos. Se cree que existe también un límite superior de aplicación del segundo principio, de tal modo que no se puede afirmar su cumplimiento en sistemas infinitos como el universo, lo que pone en controversia la afirmación de Clausius sobre la muerte térmica del universo.

6.14. Diagramas T–S y H–S.

diagrama temperatura-entropía o diagrama T-S, se utiliza en la termodinámica para visualizar cambios de temperatura y entropía especifica durante un proceso termodinámico o ciclo. Es una herramienta útil y común, particularmente porque ayuda a visualizar la trasferencia de calor durante un proceso. Para procesos reversibles (ideales), el área bajo la curva T-S de un proceso es el calor transferido al sistema durante ese proceso.¹​

Un proceso isentrópico se representa como una línea vertical en un diagrama T-S, en donde un proceso isotérmico es una línea horizontal.

Los diagramas h-s permiten medir directamente las variaciones de entalpia que tienen lugar en los sistemas abiertos , tan frecuentes en las aplicaciones técnicas. Este es el motivo principal por el que este tipo de diagramas resulta tan útil en las aplicaciones industriales.

6.15. Ecuaciones Tds

    6.15.1. Ecuaciones Gibbsianas

La ecuación es:

donde H es la entalpía, T la temperatura absoluta y G la energía libre de Gibbs del sistema, todo a presión constante p. La ecuación establece que el cambio en la relación G/T a presión constante como resultado de un cambio infinitamente pequeño de temperatura es factor de H/T.

6.16. El cambio de entropía de sustancias puras.

La entropía de sistemas cerrados, solo puede cambiar ante la existencia de transferencia de calor y/o irreversibilidades. Por lo tanto la entropía de un sistema de masa fija no cambiará durante un proceso que es internamente reversible y adiabático.

6.17. El cambio de entropía de líquidos y sólidos.

La entropía absoluta aumenta de manera constante al aumentar la temperatura hasta alcanzar el punto de fusión, donde salta repentinamente a medida que la sustancia sufre un cambio de fase de un sólido altamente ordenado a un líquido desordenado (ΔS fus). La entropía vuelve a aumentar de manera constante al aumentar la temperatura hasta alcanzar el punto de ebullición, donde salta repentinamente a medida que el líquido sufre un cambio de fase a un gas altamente desordenado (ΔS vap).

6.18. El cambio de entropía de gases ideales.

La entropía S de un gas ideal monoatómico, se puede expresar en una famosa ecuación llamada la ecuación de Sackur-Tetrode. Para determinar otras funciones, es útil expandir la expresión de la entropía para separar la dependencia de U y V.

6.19. Eficiencias adiabáticas de algunos dispositivos de flujo permanente.

Eficiencias adiabáticas de algunos dispositivos de fujo permanente
Para el análisis de procesos adiabáticos se extiende a dispositivos de ingeniería discretos que trabajan bajo condiciones de fujo estacionario, como turbinas, compresores y toberas, y se examina el grado de degradación de energía causada por las irreversibilidades en estos dispositivos. Sin embargo, primero es necesario de unir un proceso ideal que sirva como modelo para los reales.

7. TEMA VII. DISPONIBILIDAD DE ENERGÍA Y REACCIONES TERMODINÁMICAS.
7.1. Trabajo máximo

Es la cantidad de trabajo que un sistema termodinámico puede realizar. El concepto es útil en la termodinámica de procesos químicos o térmicos en la ingeniería y en la ciencia.

    7.1.1. Trabajo máximo que intercambia calor con la atmósfera y un depósito a TR.

La   termodinámica   es   la   ciencia   de   la   temperatura   y   el   calor (que   no   es   lo   mismo: temperatura es el nivel de la energía interna térmica, y calor es el flujo de energía interna térmica a través de una superficie impermeable a la materia). El observador elige una porción de materia para el estudio (su sistema termodinámico), y analiza los efectos de la interacción del sistema con el entorno, que se pueden resumir en que la energía ni se crea ni se destruye (sólo se transforma), y que la energía siempre tiende a dispersarse. Aunque a veces se dice que la termodinámica clásica sólo estudia sistemas en equilibrio(e.g. agua caliente o agua fría, pero no parte caliente y parte fría), lo que se quiere decir es que a la termodinámica le conviene estudiar sistemas en equilibrio porque son los más sencillos, pero eso no es óbice para que se pueda aplicar a sistemas dinámicos como la atmósfera (que es un océano de aire en permanente estado de convección natural), e incluso a los sistemas vivos (lo más alejado del equilibrio termodinámico). Las sustancias más corrientes en termodinámica son el aire y el agua, y la atmósfera es básicamente aire y agua (el aire también está disuelto en el mar, y tanto el aire como el agua forman parte del suelo). El aire, como no se ve, parece algo difícil de comprender, aunque una vez aprendido el modelo de gas perfecto, resulta muy fácil de estudiar. El agua en cambio, como parece que se ve (aun siendo transparente como el aire), nos parece más asequible, incluso después de constatar que, por estar la temperatura de la Tierra cercana a la del punto triple del agua, ésta puede cambiar con facilidad entre los estados sólido, líquido y gaseoso. En contra de lo que siempre se dice, lo que más destaca de la Tierra vista desdé el espacio no es el azul del agua del océano, sino el blanco de las nubes, que cubren aproximadamente la mitad de la superficie del globo; también se ve el blanco del hielo.

    7.1.2. Trabajo reversible e irreversibilidad.

Reversible: es un proceso que, una vez que ha tenido lugar, puede ser invertido (recorrido en sentido contrario) sin causar cambios ni en el sistema ni en sus alrededores. Irreversible: es un proceso que no es reversible. Los estados intermedios de la transformación no son de equilibrio.

7.2. Eficiencia de la segunda ley

El rendimiento térmico o eficiencia de una máquina térmica es un coeficiente o ratio adimensional calculado como el cociente de la energía producida (en un ciclo de funcionamiento) y la energía suministrada a la máquina (para que logre completar el ciclo termodinámico).

7.3. Energía asociada con energía interna, cinética y potencial, Pv y H.

Es la cantidad de trabajo que un sistema termodinámico puede realizar. El concepto es útil en la termodinámica de procesos químicos o térmicos en la ingeniería y en la ciencia. La energía libre es la energía interna de un sistema, menos la cantidad de energía que no puede ser utilizada para realizar trabajo. Esta energía no utilizable está dada por la entropía de un sistema multiplicada por la temperatura absoluta del sistema. Al igual que la energía interna, la energía libre es una función de estado termodinámica. la energía interna es la energía total que contiene un sistema termodinámico. La energía interna es la energía que se necesita para crear el sistema. Según esta definición, queda excluida de la energía interna  la energía para desplazar el entorno del sistema, cualquier energía relacionada con campos de fuerza externos (energía potencial, energía gravitatoria, etc.) o cualquier energía asociada con el movimiento (por ejemplo, energía cinética). La energía interna de un sistema se puede modificar ejerciendo un trabajo sobre él o bien calentándolo   (proporcionando energía   térmica). Si   nos   fijamos   en   la primera   ley   de   la termodinámica vemos   que   esta   postula   que   el  incremento   de   energía  interna   es   igual al calor total añadido más el trabajo realizado por el entorno. Si el sistema está aislado, su energía interna se mantiene constante. La energía interna es una función de estado del sistema, ya que su valor depende sólo del estado actual del sistema y no del camino escogido para llegar a él. Es una propiedad extensiva La energía cinética de un cuerpo es una energía que surge en el fenómeno del movimiento. Está definida como el trabajo necesario para acelerar un cuerpo de una masa dada desde el reposo   hasta   la   velocidad   que   posee.   Una   vez   conseguida   esta   energía   durante   la aceleración, el cuerpo mantiene su energía cinética salvo que cambie su rapidez. Para que el cuerpo regrese a su estado de reposo se requiere un trabajo negativo de la misma magnitud que su energía cinética. Es una energía que surge en el fenómeno del movimiento. Está definida como el trabajo necesario para acelerar un cuerpo de una masa dada desde el reposo   hasta   la   velocidad   que   posee.   Una   vez   conseguida   esta   energía   durante   la aceleración, el cuerpo mantiene su energía cinética salvo que cambie su rapidez.

    7.3.1. Cambio de disponibilidad de energía (energía) de un sistema.

Consideremos el siguiente problema: Se tiene un reservorio de energía a 600 K y otro a 300 K (por ejemplo, una línea de vapor y la atmósfera, respectivamente). ¿Cuál será la máxima cantidad de trabajo que se puede realizar si retiramos 1000 kJ en forma de calor del reservorio a alta temperatura? Como la máxima eficiencia se logra usando una máquina térmica reversible, este será el trabajo máximo esperado. La eficiencia de dicha máquina se puede calcular: h = 1- = 1- = 300 600 0 5 T T B A , o sea que el trabajo máximo será de 500 kJ ( ya que el trabajo será la eficiencia multiplicada por el módulo del calor suministrado por la fuente de alta temperatura). Ahora supongamos que los 1000 kJ iniciales son transferidos íntegramente a un reservorio a 500 K y de esta fuente se vuelven a extraer con la intención de convertirlos en trabajo. La eficiencia de la nueva máquina térmica será de 8 178 Disponibilidad h = 1- = 300 500 0,4 en otras palabras sólo se pueden producir 400 kJ de trabajo partiendo de los mismos 1000 kJ de energía. Aparentemente existe calor que es más útil que otro para producir trabajo. Dicho de otra manera, de la fuente (o corriente) de alta temperatura se puede obtener una cierta cantidad de trabajo útil. Dependiendo del proceso, esta capacidad se utiliza plenamente o no.

7.4. Transferencia de energía por calor, trabajo y masa.

Transferencia de exergía por Calor, Q
El calor es una forma de energía desorganizada y sólo una porción de él puede convertirse en trabajo, que es una forma de energía organizada. Es posible producir trabajo a partir de calor a una temperatura superior a la temperatura ambiente, transfiriéndolo a una máquina térmica que rechaza hacia el ambiente el calor de desperdicio.

Transferencia de exergía por Trabajo, W
La exergía es el potencial de trabajo útil, y la transferencia de exergía por trabajo puede expresarse simplemente como:

En el caso de un sistema que involucra trabajo de frontera, como un dispositivo cilindro-émbolo, el trabajo realizado para empujar el aire atmosférico durante la expansión no puede transferirse, entonces debe retirarse.

Transferencia de exergía por Masa, m
La masa contiene exergía, así como energía y entropía; las tasas que proporcionan transportación de exergía hacia dentro o fuera del sistema son proporcionales al flujo másico.
El flujo másico es un mecanismo para transportar exergía, entropía y energía dentro o fuera de un sistema

7.5. El principio de disminución de energía.

El principio de energía mínima es esencialmente segunda ley de la termodinámica. Declara que para un sistema cerrado, con parámetros externos constantes y entropía, la energía interna disminuirá y su valor será cercano al mínimo en el equilibrio.

En contraste, la segunda ley declara que para sistemas aislados, (y parámetros externos fijos) la entropía aumentará a un valor máximo en equilibrio. Un sistema aislado tiene una energía total fija y masa. Un sistema cerrado, por otro lado, es un sistema qué está conectado a otro sistema, y puede intercambiar energía, pero no concentrar, con el otro sistema. Si, más que un sistema aislado, tenemos un sistema cerrado, entonces sigue del primer y segundas leyes de termodinámicas que la energía de aquel sistema caerá a un valor mínimo en equilibrio, transfiriendo su energía al otro sistema. Para reafirmar:

• El principio de entropía máximo: Para un sistema cerrado con energía interna fija (i.e. un sistema aislado), la entropía es maximizada en equilibrio.

• El principio de energía mínimo: Para un sistema cerrado con entropía fija, la energía total está minimizada en equilibrio.

7.6. Balance de energía.

Es un conjunto de relaciones de equilibrio que cuantifica los fluidos del proceso de producción, intercambio, transformación y consumo final de energía, expresados en una unidad común Peta Joules (PJ), en un periodo anual dentro de un territorio estatal, municipal o regional.

7.7. Relaciones de Maxwell.

Las relaciones de Maxwell se basan en las reglas de derivadas parciales simples, en particular, el diferencial total de una función y la igualdad de la evaluación de derivadas parciales de segundo orden.

Las cuatro relaciones de Maxwell más comunes son las igualdades de las segundas derivadas, de cada uno de los cuatro potenciales termodinámicos, con respecto a sus variables naturales térmicas (temperatura T; o entropía S) y sus variables naturales mecánicas (presión P; o volumen V):

7.8. La ecuación de Clapeyron.

Así llegamos a la ecuación Clausius-Clapeyron: dPdT=LT(V2−VL). Ejemplo: A 100 ^o C la tasa de incremento de la presión de vapor del vapor es de 27.1 mm Hg por grado Celsius, y un gramo de vapor ocupa 1674 cm.

En termoquímica, la ecuación de Clausius-Clapeyron es una manera de caracterizar una transición de fase discontinua entre dos fases de materia de un mono constituyente.

7.9. Relaciones generales para dU, dH, dS, Cv y Cp

El postulado de estado estableció que el estado de un sistema simple compresible se especifica por completo mediante dos propiedades intensivas independientes. Por consiguiente, al menos en teoría, se debe ser capaz de calcular todas las propiedades de un sistema en cualquier estado una vez que se presenten dos propiedades intensivas independientes.

Cambios en la energía interna

 Elija la energía como una función de T y v; esto es, u = u(T, v) y tome su diferencial total

Con la definición de cv se tiene

Ahora elija la entropía como una función de T y v; esto es, s = s(T, v) y tome su diferencial total; luego Si sustituye en la relación T ds, du = T ds - P dv, donde al igualar los coeficientes de dT y dv en las ecuaciones y al utilizar la tercera relación de Maxwell se obtiene

Al sustituir esto en la ecuación se obtiene la relación deseada para du:

El cambio en la energía interna de un sistema compresible simple asociado con un cambio de estado de (T1, v1) a (T2, v2) se determina mediante integración:

Cambios de entalpía

La relación general para dh se determina exactamente de la misma manera. Esta vez elija la entalpía como una función de T y P, es decir, h = h(T, P), y tome su diferencial total,

Con la definición de cp, se obtiene

Luego se elige la entropía como una función de T y P, esto es, s = s(T, P), y tome su diferencial total, sustituyendo esto en la relación de T ds, dh = T ds + v dP y al igualar los coeficientes de dT y dP en las ecuaciones anteriores. Al utilizar la cuarta relación de Maxwell y sustituir en la ecuación, se llega a la relación deseada para dh:

El cambio en la entalpía de un sistema simple compresible asociado con un cambio de estado de (T1, P1) a (T2, P2) se determina mediante integración:

En realidad, sólo se necesita determinar ya sea u2 – u1 de la ecuación 12-30, o bien, h2 – h1 de la ecuación 12-36, según la que sea más adecuada para los datos que se disponga. La otra puede determinarse sin ninguna dificultad mediante la definición de entalpía h = u + Pv:

7.10. El coeficiente Joule – Thomson.

El coeficiente de Joule Thomson es una medida del cambio de temperatura con la presión durante un proceso de entalpia constante. = Entalpia de mezcla y se obtiene con la presión y temperatura registrada después del estrangulamiento [kJ/kg].

A temperatura ambiente, todos los gases, excepto el hidrógeno, el helio y el neón, se enfrían al expandirse mediante el proceso de Joule-Thomson cuando se estrangulan a través de un orificio; estos tres gases experimentan el mismo efecto pero solo a temperaturas más bajas.

7.11. Cambios de energía interna, entalpía y entropía de gases reales.

Energía interna de un gas
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.

La segunda ley de la termodinámica se expresa mejor en términos de un cambio en la variable termodinámica conocida como entropía, que se representa con el símbolo S. La entropía, como la energía interna, es una función de estado. Esto significa que cuando un sistema hace una transición de un estado a otro, el cambio en la entropía ΔSes independiente de la trayectoria y depende únicamente de las variables termodinámicas de los dos estados.

Entropia en gases 
La entropía S de un gas ideal monoatómico, se puede expresar en una famosa ecuación llamada la ecuación de Sackur-Tetrode. Para determinar otras funciones, es útil expandir la expresión de la entropía para separar la dependencia de U y V.