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Termodinámica Unidad I
Unidad I: Fundamentos de la Termodinámica
Debe quedar claro que la Termodinámica es una ciencia y, quizá la herramienta
más importante en la ingeniería, ya que se encarga de describir los procesos
que implican cambios en temperatura, la transformación de la energía, y las
relaciones entre el calor y el trabajo.
Sistema termodinámico: es una cantidad de materia en estudio separada del
especio exterior por un limites (frontera) fijos o movibles. Así todo lo que lo rodea
es entonces el entorno o el medio donde se encuentra el sistema.
La envoltura imaginaria que encierra un sistema y lo separa de sus
inmediaciones (entorno) se llama frontera del sistema y puede pensarse que
tiene propiedades especiales que sirven para:
a) aislar el sistema de su entorno
b) permitir la interacción de un modo específico entre el sistema y su
ambiente.
Es muy importante definir la frontera del sistema como una superficie y no otro
sistema, debe quedar claro que el espesor de una superficie es
matemáticamente cero por lo que la frontera no puede contener materia u
ocupar algún lugar en el espacio. El valor de una propiedad que es medida en el
punto exacto de la frontera debe ser por tanto el valor del sistema así como del
entorno, ya que después de todo el sistema y el entorno están en contacto en
ese punto.
Los sistemas termodinámicos se pueden clasificar como:
1. Aislados
2. Cerrados
3. Abiertos
Sistemas aislados: es el sistema que no puede intercambiar materia ni energía
con su entorno, cuya frontera o límite del sistema impide cualquier tipo de
intercambio.
Sistema cerrado: es el sistema que sólo puede intercambiar energía con su
entorno, pero no materia, es decir, aquel cuya frontera admite únicamente el
intercambio de energía (no hay variación en la masa).
Sistema abierto: es el sistema que puede intercambiar materia y energía con su
entorno (hay variación de masa).
Al trabajar con dispositivos tales como motores es a menudo útil definir el
sistema dentro de un volumen identificable ya sea fijo o deformable donde se
presentan tanto flujo de entrada como flujo de salida. Esto se llama un volumen
de control.
Estado de un sistema: refiere a la condición de un sistema descrito por sus
propiedades, o sea, la existencia de un sistema termodinámico en un
determinado instante de tiempo se describe por un conjunto interrelacionado de
cantidades
susceptibles
de
ser
medidas
llamadas
Propiedades
Termodinámicas. La condición descrita por dichas propiedades define un
Estado.
Ing. F Duran
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Termodinámica Unidad I
Podemos decir que una propiedad termodinámica es una característica
macroscópica y observable de un sistema, tales como: masa, volumen, energía,
presión, temperatura, y sus valores dependen estrictamente de la condición
instantánea durante la cual son medidos. Para describir un sistema y predecir su
comportamiento se requiere del conocimiento de sus propiedades.
Las propiedades termodinámicas cuyos valores dependen del tamaño del
sistema son llamadas propiedades extensivas (masa, volumen, capacidad
calorífica, entropía, etc.). Las propiedades extensivas son aditivas, así, si el
sistema se divide en un número de subsistemas, el valor de la propiedad para el
sistema entero es igual a la suma de los valores de los subsistemas.
Por otro lado las propiedades intensivas no dependen de la cantidad presente
de materia y éstas no son aditivas, y pueden variar de un punto a otro dentro del
sistema, como es el caso de la temperatura, la presión, la viscosidad, volumen
especifico, etc. Propiedades especificas son las propiedades extensivas por
unidad de masa, ejemplo: volumen especifico (v = V/m), energía total especifica
(e = E/m).
Las propiedades intensivas podrían ser funciones del espacio y del tiempo,
mientras que las extensivas en su mayoría varían con el tiempo.
Para mostrar la diferencia entre las propiedades extensivas e intensivas veamos
el siguiente ejemplo, sea una cantidad de materia cuya temperatura es uniforme,
si la divide en dos partes. La masa total es la suma de cada masa parcial y el
volumen total es la suma de los volúmenes parciales, sin embargo, la
temperatura total no es la suma de las temperaturas de cada parte, ya que es la
misma para cada parte. La masa y el volumen son extensivas y se denotan con
letras en minúscula, pero la temperatura es intensiva, se denotan con letras en
mayúscula.
Equilibrio: Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando no se observa
ningún cambio en sus propiedades termodinámicas a lo largo del tiempo. Los
estados de equilibrio son, por definición, estados independientes del tiempo.
Un sistema en equilibrio termodinámico satisface:
1. Equilibrio mecánico (ningunas fuerzas desequilibradas)
2. Equilibrio térmico (ningunas diferencias de la temperatura)
3. Equilibrio químico.
Un estado de no equilibrio es un estado con intercambios netos de masa o
energía y sus parámetros característicos dependen en general de la posición y
del tiempo. Si no dependen del tiempo, pero necesitan de la intervención del
entorno para mantener sus valores se dice que se trata de un estado
estacionario fuera del equilibrio.
Proceso: es una transformación que produce un cambio de estado en un
sistema, se refiere al cambio de estado desde un estado inicial hasta un estado
final. Conocer el proceso significa conocer no sólo los estados final e inicial sino
las interacciones experimentadas por el sistema mientras está en comunicación
con su medio o entorno (transferencia de trabajo, transferencia de calor,
transferencia de masa, transferencia de entropía). La trayectoria o ruta del
proceso es la sucesión de estados que ha seguido o recorrido el sistema desde
el estado inicial hasta el estado final. Proceso isotérmico: es aquel durante el
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cual la temperatura es constante, proceso isobárico: es aquel durante el cual la
presión es constante y proceso isocórico o isométrico: es aquel durante el
cual el volumen especifico permanece constante. Para describir un proceso se
deben especificar su estado inicial y final así como la trayectoria que siguen las
iteraciones con el medio (Fig. IA)
Propiedad A
Estado 2
P
B
M
Trayectoria del proceso
Estado 1
Propiedad B
Fig I.A
N
A
V
Fig I.B
Un ciclo termodinámico es un proceso especial en el cual el estado inicial
coincide con el estado final. Esto significa que las propiedades del sistema al
inicio y la final del proceso son iguales. Supongamos que el estado de un
sistema cualquiera sea función de dos propiedades por ejemplo la presión (P) y
el volumen especifico (v) y que A es el estado inicial (Fig. IB), un proceso es
AMB; si del estado B se continua con el segundo proceso BNA, el sistema
vuelve a sus estado inicial, entones diremos que ha recorrido un ciclo. Aunque
un sistema ha vuelto a su estado original y ha terminado un ciclo, el estado de
los alrededores pudo haber cambiado.
Procesos Cuasiequilibrio (cuasiestaticos): es aquel proceso en el cual las
desviaciones a partir del equilibrio son infinitesimales, de manera que es posible
considerar como estados de equilibrio a todos los estados por los que atraviesa
el sistema durante el proceso. Un proceso Cuasiequilibrio se denota con una
línea continua, mientras que con una línea no continúa el que no lo es (Fig. IA).
Ecuación de estado: como indicamos anteriormente un estado queda definido
por el conjunto de valores que toman sus propiedades termodinámicas en un
instante de tiempo (variables de estado). Es un hecho experimental que dos
propiedades son necesarias para definir el estado de cualquier sustancia pura
en equilibrio o que experimenta un proceso cuasiestatico, Así para un gas
compresible simple como aire,
P = f(v, T ) , o bien v = f(P, T ), o bien T = f(P, v)
donde T es la temperatura, P la presión y v es el volumen por unidad de masa
(el inverso de la densidad 1/ρ).En pocas palabras, si conocemos dos de las
propiedades termodinámicas cuales fueran, la tercera está definida. La relación
funcional que liga las variables de estado se llama ecuación de estado.
Es decir: E = f(x1, x2, x3......xn)
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Termodinámica Unidad I
Funciones de estado: son aquellas que no dependen de la trayectoria seguida
cuando se produce un cambio de estado, o sea que existe un valor definido
para cada propiedad que corresponde a un estado. Las diferenciales de las
funciones de estado son diferenciales exactas y la integración es simple

2
1
dV  V2  V1
Podemos hablar del volumen del estado 1 y del volumen del estado 2, y el
cambio de volumen dependerá solamente de los estados inicial y final.
Funciones de trayectoria: son aquellas que dependen de la trayectoria seguida
cuando se produce un cambio de estado. Las diferenciales de las funciones de
trayectoria son diferenciales inexactas.
2
 W  W
1 2
1
Lo cual indica el trabajo realizado durante el cambio de estado 1 al 2, nunca
escribiremos W 2 – W 1.
Temperatura: la temperatura de un cuerpo es su estado térmico considerado
con referencia a su posibilidad de transmitir calor. Es una propiedad intensiva.
Escalas de temperatura: toda escala debe referirse a puntos fijos, los cuales
deben corresponder a estados térmicos perfectamente definidos, las distintas
escalas térmicas son:
Centígrada: O también conocida como Celsius, que asigna al cero al
estado térmico correspondiente al punto de congelación del
agua y 100 grados al punto de ebullición del agua,
designándose con la abreviatura oC.
Fahrenheit: Que establece los grados 32 y 212 para los estados térmicos
mencionados, designándose con la abreviatura oF.
Estas dos escalas, la Fahrenheit y la Centígrada, son relativas; esto es; el punto
correspondiente al cero fue establecido arbitrariamente por sus investigadores.
Frecuentemente es necesario utilizar las temperaturas absolutas (o temperatura
termodinámica) en lugar de los valores relativos. En las escalas absolutas las
temperaturas son independientes de cualquier sustancia termométrica.
Kelvin: Escala absoluta relacionada con los grados Centígrados, a la
cual corresponde los grados 273 y 373 para los estados
térmicos mencionados, designándose la abreviatura oK.
Ranking: Escala absoluta relacionada con los grados Fahrenheit a la
cual corresponde los grados 460 y 672 para los estados
térmicos mencionados, designándose la abreviatura oR.
Las relaciones entre las temperaturas relativas y absolutas se establecen
matemáticamente como sigue:
o
5
C  ( o F  32)
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Ing. F Duran
o
F
9o
C  32
5
o
K  o C  273
o
R  o F  460
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Ley cero de la Termodinámica: establece que cuando dos cuerpos tiene
igualdad de temperatura con un tercero, estos dos están en equilibrio térmico
uno con el otro.
Esta ley como las demás leyes de la termodinámica, es una observación
basada en la experiencia. Si un cuerpo caliente se pone en contacto con otro frió
la temperatura de los cuerpos cambiaran. Sin embargo, después de cierto
tiempo la temperatura deja de cambiar, cuando esto sucede se dice que los
cuerpos están en equilibrio térmico. Por tanto los cuerpos en equilibrio térmico
están a la misma temperatura. La naturaleza del contacto térmico, de acuerdo a
la Ley cero de la Termodinámica, es a través de una pared no adiabática, ya
que la adiabática no permite un efecto térmico. Cualquier aislante ideal se llama
pared adiabática, Cuando un sistema se somete a un proceso encerrado por
una pared adiabática, el proceso se llama Adiabático. Un proceso que ocurre a
temperatura constante se llama Isotérmico. Un proceso adiabático no es
necesariamente isotérmico, y uno isotérmico no es necesariamente adiabático.
Energía: es la capacidad que posee un cuerpo o un sistema de cuerpos para
poder desarrollar un trabajo. Todos los cuerpos, pueden poseer energía debido
a su movimiento, a su composición química, a su posición, a su temperatura, a
su masa y a algunas otras propiedades. Debe quedar claro que la energía es
una propiedad y sus diferentes manifestaciones es lo que comúnmente
llamamos diferentes formas de energía. La energía potencial y la energía
cinética son dos elementos a considerar, tanto en la mecánica como en la
termodinámica. Estas formas de energía se originan por la posición y el
movimiento de un sistema en conjunto, y se conocen como la energía externa
del sistema.
Sin duda, un tema muy importante en la termodinámica es analizar la energía
interior de la materia, la energía asociada con el estado interno de un sistema se
llama energía interna.
Cuando se especifica un número suficiente de propiedades termodinámicas,
como por ejemplo, temperatura y presión, se determina el estado interno de un
sistema y se fija su energía interna.
En general, la energía total, E, de un sistema puede descomponerse en la
energía cinética Ec, la energía potencial Ep, y la energía interna U , esto es:
E = Ec + Ep + U
Energía cinética: es la que posee un cuerpo o un sistema en movimiento en
virtud de su masa y de la velocidad que lleva. Se expresa por la formula:
E = ½ mV2
En donde m es la masa del cuerpo y V su velocidad.
Energía Potencial: es la que posee un cuerpo o un sistema en virtud de su
posición en un campo gravitatorio. Se expresa por la formula:
Ep = mgh = Ph
En donde m es la masa del cuerpo g la aceleración de gravedad y P el peso.
Energía interna: de un sistema corresponde a la energía cinética traslacional de
las moléculas, a la energía cinética debido a la rotación de las moléculas
relativas a sus centros de masa y a la energía cinética asociada con los
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movimientos vibracionales dentro de las moléculas. Así como la energía
almacenada en los enlaces químicos entre los átomos que forman las moléculas
y la energía almacenada en los niveles atómicos, incluyendo la asociada con los
estados orbítales de los electrones, la orbita nuclear y la fuerza de enlace de los
núcleos. Se le asigna la letra U.
El cambio de energía total de un sistema puede expresarse como:
ΔE = ΔEc + ΔEp + ΔU
E2 – E1 = (Ec2 – Ec1) + (Ep2 – Ep1) + (U2 – U1)
E2 – E1 = ½ m(V22 – V21) + mg(h2 – h1) + (U2 – U1)
Unidades: Joule (j) que es igual a Newton por metro (N.m), 1 Kj = 1000 j.
Presión: se define como la componente normal de la fuerza por unidad de
superficie, cuando tratamos con líquidos y gases damos su presión, para
sólidos usamos el término esfuerzo. Se expresa por la formula:
F
p
A
Unidades: puesto que la presión se define como fuerza por unidad de área, tiene
como unidad de presión Newtons por metro cuadrado(N/m2) la cual se conoce
como pascal (Pa).
N
1Pa  2
m
Esta unidad es pequeña para lo fines practico de ahí que usaremos sus
múltiplos Kilopascal (KPa) que equivale a 103 Pa y el Megapascal (MPa) que
equivale a 106 Pa, otras unidades de presión son el bar, atmósfera estándar y
Kilogramos fuerza por centímetro cuadrado:
1 bar = 105 Pa = 0,1 MPa = 100 KPa
1 atm = 101.325 Pa = 101,324 KPa = 1,01325 bars
1 kgf/cm2 = 9,807 N/cm2 = 9,807 x 104 N/m2 = 9,807 x 104 Pa = 0,9807 bar = 0,9679 atm
Calor y Trabajo
Los cambios de estado en un sistema son producidos por interacciones con el
entorno o medio a través del calor y del trabajo, que son dos distintos modos de
la transferencia de energía. Durante estas interacciones es necesario considerar
equilibrio termodinámico (un proceso estático o cuasiestático) para que las
ecuaciones sean validas al relacionar una con otra las propiedades del sistema.
Calor: El calor es una forma de transferencia de energía debido únicamente a la
diferencia de temperatura. Se representa con la letra Q.
1. La transferencia de calor puede alterar el estado del sistema, y se
transmite del sistema de mayor temperatura al de menor temperatura y
solo ocurre cuando hay una diferencia de temperatura cuando se alcanza
el equilibrio térmico cesa la transferencia de calor.
2. Los cuerpos “no contienen” calor; el calor es energía en transito y se
identifica mientras ésta pasa a través de los límites del sistema;
3. La cantidad de calor necesaria para ir de un estado a otro es dependiente
de la trayectoria, esto es, la cantidad de calor transmitida cuando el
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sistema sufre un cambio de estado, depende de la trayectoria que siga el
sistema durante el cambio de estado.
4. Los procesos adiabáticos son aquellos en los que no se transfiere calor,
por lo que Q = 0.
5. La convención de signos utilizada para una cantidad de calor Q es
opuesta a la que se utiliza para el trabajo. El calor añadido a un sistema
se da con un valor positivo, en tanto que el calor extraído de un sistema
se da con un valor negativo.
Calor absorbido
por el sistema Q>0
Sistema
Calor cedido
Q<0 por el sistema
Calor: convenio de signos
Unidades: caloría (cal) que se define como la cantidad de energía transferida
necesaria para incrementar la temperatura de 1 g (gramo) de agua en un grado
desde 14,5 oC hasta 15,5 oC.
Btu (unidad térmica británica): que se define como la cantidad de energía
transferida requerida para incrementar la temperatura de 1 lb (libra) de agua en
un grado desde 63 oF hasta 64 oF.
Es muy utilizada también la unidad de energía joule (j) cuando se describen
procesos térmicos 1 cal = 4.186 j
Debido a que el calor es una diferencial inexacta, escribiremos
2
Q12   Q
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Trabajo: Como se indicó, el calor es una manera de transferencia de energía en
un sistema en virtud solamente de la diferencia de temperatura. Cualquier otro
mecanismo de transferencia de energía en un sistema se llama trabajo.
El trabajo en termodinámica siempre representa un intercambio de energía entre
un sistema y su entorno, y presenta dimensiones de energía.
Cuando un sistema sufre una transformación, este puede provocar cambios en
su entorno. Si tales cambios implican el desplazamiento (variación) de las
fuerzas que ejerce el entorno sobre el sistema, o más precisamente sobre la
frontera entre el sistema y el entorno, entonces se ha producción un trabajo.
Dependiendo del origen físico de las fuerzas aplicadas al sistema se distinguen
diferentes formas de trabajo realizado. Podemos tener trabajo de movimiento
reciproco (un pistón-cilindro, levantando un peso), trabajo eléctrico y magnético
(un motor eléctrico), trabajo químico, trabajo de la tensión superficial, el trabajo
elástico, etc.
El trabajo mecánico ocurre cuando una fuerza que actúa sobre el sistema lo
mueve una cierta distancia. Tal como en mecánica este trabajo se define por la
integral
W   Fdl
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donde F es la componente de la fuerza que actúa en la dirección del
desplazamiento dl. En forma diferencial esta ecuación se escribe:
W  Fdl
En termodinámica, a menudo se encuentra trabajo efectuado por una fuerza
distribuida sobre un área, por ejemplo, por una presión P que actúa a través de
un volumen V, como en el caso de una presión de fluido ejercida sobre un
pistón. En esta situación, el trabajo diferencial se expresa más
convenientemente como
W  PdV
Trabajo
realizado sobre W<0
el sistema
Sistema
Trabajo
W>0 realizado por
el sistema
Trabajo: convenio de signos
Capacidad calorífica: representa la cantidad de calor que cede o toma el
cuerpo al variar su temperatura en un grado, la capacidad calorífica es una
característica de cada cuerpo y se expresa en J/K. Se expresa mediante la
relación:
Q
C
T
Donde Q es el calor absorbido y ΔT el incremento de temperatura. La capacidad
calorífica es una propiedad extensiva porque depende de la cantidad de
sustancia que forma el sistema. Como la cantidad de calor para provocar un
mismo incremento ΔT a la misma cantidad de masa, varía según las condiciones
en que se lo suministre, la capacidad calorífica de un cuerpo dependerá también
del proceso que se haya seguido en la transferencia de calor. Así por ej., para
elevar en un grado la temperatura de un gas a volumen constante, se requiere
menos calor que si se lo calienta a presión constante. Esto significa que la
“capacidad calorífica a volumen constante” es menor que la “capacidad calorífica
a presión constante”.
Todo proceso implica una transferencia de energía, entre el sistema y su medio
ambiento excepto los adiabáticos. Cuando el hielo se funde, para eso necesita
absorber cierta cantidad de calor desde el medioambiente. Esta cantidad de
calor, intercambiada entre el sistema y su medioambiente, medida a presión
constante es la entalpía (H). Para el caso que mencioné (la fusión del hielo) este
calor absorbido por el hielo para transformarse en agua líquida es la entalpía de
fusión.
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