Primer
principio de la termodinámica
La
primera ley de la termodinámica relaciona el trabajo y el calor transferido intercambiado en un sistema a través de una nueva
variable termodinámica, la energía interna. Dicha energía ni se crea ni se
destruye, sólo se transforma.
En
un sistema aislado, en el que no se intercambia energía con el exterior, nos
queda:
ΔU=0
La
diferencia de energía interna solo depende de los estados inicial y final, y
no del camino que haya seguido el proceso; es una función de
estado.
∆U = Uf - Ui
La energía
interna ( U ) de un sistema es una caracterización macroscópica de la
energía microscópica de todas las partículas que lo componen. es decir, Representa la suma de todas las energías de las partículas microscópicas que componen el sistema.
Un sistema está
formado por gran cantidad de partículas en movimiento. Cada una de ellas posee:
·Energía cinética, por
el hecho de encontrarse a una determinada velocidad.
·Energía potencial gravitatoria, por el
hecho de encontrarse en determinadas posiciones unas respecto de otras.
·Energía potencial elástica, por
el hecho vibrar en el interior del sistema
La energía interna de un gas
ideal depende únicamente de la temperatura que tenga el gas. La variación de energía interna que
experimenta un gas al cambiar de temperatura viene dada por:
ΔU=m⋅cv⋅ΔT
Donde:
·
∆U : Incremento de energía interna del gas ( ∆U = Ufinal - Uinicial ).
Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )
·
m : Masa. Cantidad de gas considerada. Su unidad de
medida en el Sistema Internacional es el kilogramo ( kg )
·
cv : Calor específico a volumen constante. Representa la
facilidad que el gas tiene para variar su temperatura cuando intercambia calor
con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por
kilogramo por kelvin ( J/kg·K ) aunque también se usa con
frecuencia la caloría por gramo y por grado centígrado ( cal/g·ºC ). Cuando
conocemos el número de moles de sustancia en lugar de su peso (nos dan m en
moles), podemos usar el calor específico molar que se suele específicar
en J/mol·K ó cal/g·ºC
·
∆T : Variación de temperatura. Viene determinada por la
diferencia entre la temperatura inicial y la final ∆T = Tf -Ti .
Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kelvín ( K ) aunque
también se suele usar el grado centígrado o celsius ( ºC )
La primera
ley de la termodinámica determina que la energía interna de un
sistema aumenta cuando se le transfiere calor o
se realiza un trabajo sobre él. Su expresión depende
del criterio de signos para sistemas termodinámicos elegido
Criterio IUPAC ΔU=Q+W
Criterio tradicional ΔU=Q−W
Donde:
· ∆U : Incremento de energía interna del sistema ( ∆U = Ufinal - Uinicial ).
Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )
· Q : Calor intercambiado por el sistema con el
entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J ),
aunque también se suele usar la caloría ( cal ). 1 cal =
4.184 J
· W : Trabajo intercambiado por el sistema con el
entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio
( J )
Trabajo termodinámico presión - volumen
El trabajo
presión - volumen realizado por un sistema que se comprime o se
expande a presión constante viene dado por la expresión
Criterio IUPAC: Wsistema=−p⋅ΔV
Criterio tradicional: Wsistema=p⋅ΔV
Donde:
·
Wsistema : Trabajo intercambiado
por el sistema con el entorno. Su unidad de medida en el Sistema Internacional
es el julio ( J )
·
p : Presión. Su unidad de medida en el Sistema
Internacional es el pascal ( Pa ) aunque también se suele usar
la atmósfera ( atm ). 1 atm = 101325 Pa
·
∆V : Variación de volumen ( ∆V=Vf - Vi
). Su unidad de medida en el Sistema Internacional es metro
cúbico ( m3 ) aunque también se suele usar el litro
( l o L ). 1 L = 1 dm3 =
10-3 m3
Criterio IUPAC
|
Criterio tradicional
|
Compresión Vi >Vf ⇒ Wsistema > 0
El trabajo lo recibe el sistema del
entorno
Aumenta la energía interna del
sistema
∆U > 0
Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema < 0
El trabajo lo cede el sistema al
entorno
Disminuye la energía interna del
sistema
∆U < 0
|
Compresión Vi > Vf ⇒Wsistema < 0
El trabajo lo recibe el sistema del
entorno
Aumenta la energía interna del
sistema
∆U > 0
Expansión: Vi < Vf ⇒ Wsistema > 0
El trabajo lo cede el sistema al
entorno
Disminuye la energía interna del
sistema
∆U < 0
|
Tipos de procesos
Los
procesos termodinámicos se suelen clasificar en:
·
Q =
0 Procesos adiabáticos.
Aquellos en los que el sistema no intercambia calor.
En estos casos ΔU=W (ó ΔU=−W , según
criterio de signos elegido),
·
V =
cte. Procesos isocóricos.
Aquellos en los que el volumen permanece constante. Al no haber variación de volumen, el
trabajo del sistema es cero. Wsistema=0 .
Siguiendo el primer principio, nos queda ΔU=Q
·
p = cte. Procesos isobáricos. Aquellos en los que la
presión permanece constante. El valor del
trabajo se calcula a partir de la expresión Wsistema=p⋅ΔV ( IUPAC) ó Wsistema=−p⋅ΔV (tradicional)
Este tipo de procesos permiten definir una nueva variable
de estado, la entalpía H. De manera que:
ΔU=Q+W y
ΔU=Q−W si
U2−U1=Q−p⋅(V2−V1)
Q=U2+p⋅V2−(U1+p⋅V1)=H2−H1=ΔH
Donde, como ves, la expresión de la entalpía no depende del criterio de
signos seguido para llegar a ella
·
T = cte. Procesos isotérmicos. Aquellos en los que la
temperatura permanece constante. Al ser la temperatura constante, la variación de energía interna es
cero ΔU=0
RESTRICCIONES AL PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
La primera
ley de la termodinámica establece la relación que
guardan el trabajo, el calor y la energía interna de un sistema según la
expresión ΔU=Q+W
ó ΔU=Q−W , según criterio de signos elegido.
Como vemos, a la luz del primer principio, siempre que se mantenga constante la
energía interna de un sistema es posible transformar el trabajo en
calor. También sería, en teoría, posible transformar todo el calor en
trabajo. Sin embargo la experiencia nos
dice que no es así
Δ(energia del sistema) + Δ(alrededores)=0
(ΔU+ΔEK+ΔEP)+(+/-Q+/-W)
=0
ΔU+ΔEK+ΔEP = (+/-Q+/-W)
ΔU+ΔEK+ΔEP = (+Q+W)
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