TERMODINÁMICA

De Wikipedia, la enciclopedia libre

Saltar a navegaciónSaltar a búsqueda

Este artículo trata sobre un modo de transferencia de energía. Para otras aplicaciones, vea Calor (desambiguación) .

Termodinámica
El clásico motor de calor Carnot.
Sucursales[mostrar]
Leyes[mostrar]
Sistemas[mostrar]
Propiedades del sistema[mostrar]
Propiedades del material[mostrar]
Ecuaciones[show]
Potenciales[show]
Historia Cultura [espectáculo]
Científicos[mostrar]
Libro  Categoría
v t mi

El Sol y la Tierra forman un ejemplo continuo de un proceso de calentamiento. Parte de la radiación térmica del Sol golpea y calienta la Tierra. En comparación con el Sol, la Tierra tiene una temperatura mucho más baja y, por lo tanto, envía mucha menos radiación térmica al Sol. El calor de este proceso se puede cuantificar por la cantidad neta y la dirección (Sol a Tierra) de la energía que transfirió en un período de tiempo determinado.

En termodinámica , el calor es energía en transferencia hacia o desde un sistema termodinámico, por mecanismos distintos al trabajo termodinámico o la transferencia de materia. ^{[1] [2] [3] [4] [5] [6] [7]} Los mecanismos incluyen la conducción , a través del contacto directo de cuerpos inmóviles, oa través de una pared o barrera que es impermeable a la materia; o radiación entre cuerpos separados; o trabajos mecánicos isocóricos realizados por el entorno sobre el sistema de interés; o calefacción Joulepor una corriente eléctrica conducida a través del sistema de interés por un sistema externo; o una combinación de estos. Cuando hay un camino adecuado entre dos sistemas con diferentes temperaturas , la transferencia de calor ocurre necesariamente, inmediatamente y espontáneamente desde el sistema más caliente al más frío. La conducción térmica se produce por el movimiento estocástico(aleatorio) de las partículas microscópicas (como los átomos o las moléculas). En contraste, el trabajo termodinámico se define por mecanismos que actúan macroscópicamente y directamente en las variables de estado de todo el cuerpo del sistema.; por ejemplo, el cambio del volumen del sistema a través del movimiento de un pistón con una fuerza medible externamente; o cambio de la polarización eléctrica interna del sistema a través de un cambio medible externamente en el campo eléctrico. La definición de transferencia de calor no requiere que el proceso sea suave en ningún sentido. Por ejemplo, un rayo puede transferir calor a un cuerpo.

La circulación convectiva permite que un cuerpo caliente a otro, a través de un fluido circulante intermedio que transporta energía desde un límite de uno a un límite del otro; La transferencia de calor real es por conducción y radiación entre el fluido y los cuerpos respectivos. ^{[8] [9] [10]}Aunque espontánea, la circulación convectiva no ocurre necesariamente e inmediatamente solo por la diferencia de temperatura; para que ocurra en una disposición dada de sistemas, hay una diferencia de temperatura de umbral que debe superarse.

Al igual que el trabajo termodinámico , la transferencia de calor es un proceso que involucra dos sistemas, no una propiedad de ningún sistema. En termodinámica, la energía transferida como calor (una función de proceso ) contribuye al cambio en la variable de estado de la energía cardinal del sistema , por ejemplo, su energía interna o, por ejemplo, su entalpía . Esto debe distinguirse de la concepción del calor del lenguaje ordinario como una propiedad del sistema.

Aunque el calor fluye espontáneamente de un cuerpo más caliente a uno más frío, es posible construir una bomba de calor ; un sistema de refrigeración gasta trabajo para transferir energía de un cuerpo más frío a entornos más cálidos; dicho dispositivo también puede transferir energía de entornos más fríos a un cuerpo más caliente; estos dispositivos tienen temperaturas internas que se encuentran fuera del rango entre las del cuerpo y los alrededores. En contraste, un motor térmico reduce una diferencia de temperatura existente para suministrar trabajo a otro sistema. Otro tipo de dispositivo termodinámico de transferencia de calor es un esparcidor de caloractivo , que gasta el trabajo para acelerar la transferencia de energía a un entorno más frío desde un cuerpo más caliente, por ejemplo, un componente de computadora. ^[11]

La cantidad de calor transferido en cualquier proceso puede definirse como la cantidad total de energía transferida, excluyendo cualquier trabajo macroscópico que se haya realizado y cualquier energía contenida en la materia transferida. Para la definición precisa de calor, es necesario que ocurra por un camino que no incluya la transferencia de materia. ^[12] Como una cantidad de energía (siendo transferida), la unidad de calor SI es el joule(J). El símbolo convencional que se utiliza para representar la cantidad de calor transferido en un proceso termodinámico es Q . El calor se mide por su efecto en los estados de los cuerpos que interactúan, por ejemplo, por la cantidad de hielo derretido o un cambio en la temperatura . ^[13] La cuantificación del calor a través del cambio de temperatura de un cuerpo se llama calorimetría .

Notación y unidades

Como forma de energía, el calor tiene la unidad joule (J) en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Sin embargo, en muchos campos aplicados en ingeniería, la unidad térmica británica (BTU) y la caloría se utilizan a menudo. La unidad estándar para la tasa de calor transferido es el vatio (W), definido como un julio por segundo.

El uso del símbolo Q para la cantidad total de energía transferida como calor se debe a Rudolf Clausius en 1850:

"Permita que la cantidad de calor que se debe impartir durante la transición del gas de una manera definida de cualquier estado dado a otro, en el que su volumen es v y su temperatura t , se llame Q" ^[14]

El calor liberado por un sistema en su entorno es, por convención, una cantidad negativa ( Q  <0 font="" nbsp="">cuando un sistema absorbe calor de su entorno, es positivo ( Q  > 0). La tasa de transferencia de calor, o flujo de calor por unidad de tiempo, se denota por$${\ displaystyle {\ dot {Q}}}. Esto no debe confundirse con una derivada temporal de una función de estado (que también puede escribirse con la notación de puntos) ya que el calor no es una función de estado. ^[15]El flujo de calor se define como la tasa de transferencia de calor por unidad de área de sección transversal (unidades de vatios por metro cuadrado).

Termodinamica clasica

Calor y entropía

Artículo principal: Entropía

Rudolf Clausius

En 1856, Rudolf Clausius , refiriéndose a los sistemas cerrados, en los que no ocurren transferencias de materia, definió el segundo teorema fundamental (la segunda ley de la termodinámica ) en la teoría mecánica del calor ( termodinámica ): "Si dos transformaciones que, sin necesidad de Cualquier otro cambio permanente, puede reemplazarse mutuamente, puede denominarse equivalente, luego las generaciones de la cantidad de calor Q proveniente del trabajo a la temperatura T tienen el valor de equivalencia : " ^[16] [17]

$${\ displaystyle {} {\ frac {Q} {T}}.}

En 1865, llegó a definir la entropía simbolizada por S , de tal manera que, debido al suministro de la cantidad de calor Q a temperatura T, la entropía del sistema se incrementa en

$${\ displaystyle \ Delta S = {\ frac {Q} {T}} \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, (1)}

En una transferencia de energía en forma de calor sin trabajo, se producen cambios de entropía tanto en el entorno que pierde calor como en el sistema que lo gana. Se puede considerar que el aumento, entr S , de la entropía en el sistema consiste en dos partes, un incremento, Δ S ′ que coincide o 'compensa', el cambio, −Δ S ′, de entropía en el entorno, y un incremento adicional, Δ S ′ ′ que puede considerarse "generado" o "producido" en el sistema, y ​​por lo tanto se dice que no está compensado. Así

$${\ displaystyle \ Delta S = \ Delta S ^ {\ prime} + \ Delta S ^ {\ prime \ prime}.}

Esto también puede ser escrito

$${\ displaystyle \ Delta S _ {\ mathrm {system}} = \ Delta S _ {\ mathrm {compensated}} + \ Delta S _ {\ mathrm {no compensado}} \, \, \, \, {\ text {with}} \, \, \, \, \ Delta S _ {\ mathrm {compensado}} = - \ Delta S _ {\ mathrm {alrededores}}.}

El cambio total de entropía en el sistema y el entorno es así.

$${\ displaystyle \ Delta S _ {\ mathrm {global}} = \ Delta S ^ {\ prime} + \ Delta S ^ {\ prime \ prime} - \ Delta S ^ {\ prime} = \ Delta S ^ {\ prime \principal }.}

Esto también puede ser escrito

$${\ displaystyle \ Delta S _ {\ mathrm {global}} = \ Delta S _ {\ mathrm {compensado}} + \ Delta S _ {\ mathrm {no compensado}} + \ Delta S _ {\ mathrm {alrededores}} = \ Delta S_ {\ mathrm {no compensado}}.}

Luego se dice que una cantidad de entropía Δ S ′ ha sido transferida desde el entorno al sistema. Debido a que la entropía no es una cantidad conservada, esto es una excepción a la forma general de hablar, en la cual una cantidad transferida es de una cantidad conservada.

De la segunda ley de la termodinámica se desprende que en una transferencia espontánea de calor, en la que la temperatura del sistema es diferente de la del entorno:

{\ displaystyle \ Delta S _ {\ mathrm {global}}> 0.}

A los efectos del análisis matemático de las transferencias, uno piensa en procesos ficticios que se llaman reversibles , con una temperatura T del sistema que es apenas menor que la del entorno y que la transferencia se realiza a una velocidad imperceptiblemente lenta.

Siguiendo la definición anterior en la fórmula (1), para tal proceso reversible ficticio, una cantidad de calor transferido δ Q (un diferencial inexacto ) se analiza como una cantidad T d S , con d S (un diferencial exacto ):

$${\ displaystyle T \, \ mathrm {d} S = \ delta Q.}

Esta igualdad solo es válida para una transferencia ficticia en la que no hay producción de entropía, es decir, en la que no hay entropía sin compensación.

Si, por el contrario, el proceso es natural y realmente puede ocurrir, con irreversibilidad, entonces hay producción de entropía , con d S sin _{compensación} > 0 . La cantidad T d S _{no compensada} fue calificada por Clausius como "calor no compensado", aunque eso no concuerda con la terminología actual. Entonces uno tiene

{\ displaystyle T \, \ mathrm {d} S = \ delta Q + T \, \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {no compensado}}> \ delta Q.}

Esto lleva a la declaración

$${\ displaystyle T \, \ mathrm {d} S \ geq \ delta Q \ quad {\ rm {(second \, \, law)}} \ ,.}

Que es la segunda ley de la termodinámica para sistemas cerrados.

En la termodinámica de no equilibrio que se aproxima al asumir la hipótesis del equilibrio termodinámico local, hay una notación especial para esto. Se supone que la transferencia de energía como calor tiene lugar a través de una diferencia de temperatura infinitesimal, de modo que el elemento del sistema y sus alrededores tienen la misma temperatura T aproximadamente . Entonces uno escribe

$${\ displaystyle \ mathrm {d} S = \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {e}} + \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {i}} \ ,,}

donde por definición

$${\ displaystyle \ delta Q = T \, \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {e}} \, \, \, \, \, {\ text {and}} \, \, \, \, \, \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {i}} \ equiv \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {no compensado}}.

La segunda ley para un proceso natural afirma que

{\ displaystyle \ mathrm {d} S _ {\ mathrm {i}}> 0.}^{[18] [19] [20] [21]}

Calor y entalpia

Más información: Energía interna y entalpia.

Para un sistema cerrado (un sistema del que no importa puede entrar o salir), una versión de la primera ley de la termodinámica afirma que el cambio en la energía interna Δ T del sistema es igual a la cantidad de calor Qsuministrado al menos sistema de la cantidad de trabajo W realizado por el sistema sobre sus alrededores. La anterior convención de signos para el trabajo se utiliza en el presente artículo, pero una convención de signos alternativa, seguida por IUPAC, para el trabajo, es considerar el trabajo realizado en el sistema por su entorno como positivo. Esta es la convención adoptada por muchos libros de texto modernos de química física, como los de Peter Atkins. e Ira Levine, pero muchos libros de texto de física definen el trabajo como el trabajo realizado por el sistema.

$${\ displaystyle \ Delta U = QW \ ,.}

Esta fórmula puede ser re-escrito con el fin de expresar una definición de la cantidad de energía transferida en forma de calor, basado puramente en el concepto de trabajo adiabática, si se supone que Δ T se define y mide únicamente por procesos de trabajo adiabática:

$${\ displaystyle Q = \ Delta U + W.}

El trabajo realizado por el sistema incluye trabajo de límite (cuando el sistema aumenta su volumen contra una fuerza externa, como la que ejerce un pistón) y otro trabajo (por ejemplo, trabajo de eje realizado por un ventilador del compresor), que se denomina trabajo isocórico:

$${\ displaystyle Q = \ Delta U + W _ {\ text {boundary}} + W _ {\ text {isochoric}}.

En esta Sección, descuidaremos la contribución del "otro" o trabajo isocórico.

La energía interna, U , es una función de estado . En los procesos cíclicos, como el funcionamiento de un motor térmico, las funciones de estado de la sustancia de trabajo vuelven a sus valores iniciales al finalizar un ciclo.

El diferencial, o incremento infinitesimal, para la energía interna en un proceso infinitesimal es una diferencial exacta d U . El símbolo para los diferenciales exactos es la letra d minúscula .

En contraste, ninguno de los incrementos infinitesimales δ Q ni δ W en un proceso infinitesimal representa el estado del sistema. Así, los incrementos infinitesimales de calor y trabajo son diferenciales inexactos. La letra griega delta delta ,, es el símbolo de los diferenciales inexactos . La integral de cualquier diferencial inexacto durante el tiempo que tarda un sistema en salir y volver al mismo estado termodinámico no es necesariamente igual a cero.

Como se explica a continuación, en la sección Entropía , la segunda ley de la termodinámica observa que si se suministra calor a un sistema en el que no tienen lugar procesos irreversibles y que tiene una temperatura T bien definida , el incremento de calor δ Q y la temperatura T forman el diferencial exacta

$${\ displaystyle \ mathrm {d} S = {\ frac {\ delta Q} {T}}

y que S , la entropía del cuerpo de trabajo, es una función del estado. Del mismo modo, con una presión bien definida, P , detrás del límite móvil, el diferencial de trabajo, δ W , y la presión, P , se combinan para formar el diferencial exacto

$${\ displaystyle \ mathrm {d} V = {\ frac {\ delta W} {P}},}

con V el volumen del sistema, que es una variable de estado. En general, para sistemas homogéneos,

$${\ displaystyle \ mathrm {d} U = T \ mathrm {d} SP \ mathrm {d} V.}

Asociado con esta ecuación diferencial es que la energía interna puede ser considerada como una función U ( S , V ) de sus variables naturales S y V . La representación energética interna de la relación termodinámica fundamental está escrita.

$${\ displaystyle U = U (S, V).}^[22] [23]

Si v es constante

$${\ displaystyle T \ mathrm {d} S = \ mathrm {d} U \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, (V \, \, {\ text {constante)}}}

y si P es constante

$${\ displaystyle T \ mathrm {d} S = \ mathrm {d} H \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, (P \, \, {\ text {constante)}}}

con H la entalpía definida por

$${\ displaystyle H = U + PV.}

La entalpía se puede considerar que es una función H ( S , P ) de sus variables naturales S y P . La representación entalpía de la relación termodinámica fundamental está escrita.

$${\ displaystyle H = H (S, P).}^[23] [24]

La representación de energía interna y la representación de entalpía son transformaciones de Legendre parcialesentre sí. Contienen la misma información física, escrita de diferentes maneras. Al igual que la energía interna, la entalpía declarada en función de sus variables naturales es un potencial termodinámico y contiene toda la información termodinámica sobre un cuerpo. ^[24] [25]

Si se agrega una cantidad Q de calor a un cuerpo mientras realiza el trabajo de expansión W en su entorno, uno tiene

$${\ displaystyle \ Delta H = \ Delta U + \ Delta (PV) \ ,.}

Si se obliga a que esto suceda a presión constante con Δ P = 0 , el trabajo de expansión W realizado por el cuerpo viene dado por W = P Δ V ; Recordando la primera ley de la termodinámica, uno tiene

$${\ displaystyle \ Delta U = QW = QP \, \ Delta V {\ text {y}} \ Delta (PV) = P \, \ Delta V \ ,.}

En consecuencia, por sustitución se tiene

$${\ displaystyle \ Delta H = QP \, \ Delta V + P \, \ Delta V}

$${\ displaystyle = Q \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, , \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \ , \, \, \, \, {\ text {a presión constante.}}}

En este escenario, el aumento de entalpía es igual a la cantidad de calor agregado al sistema. Dado que muchos procesos tienen lugar a una presión constante, o aproximadamente a la presión atmosférica, la entalpía recibe a veces el nombre engañoso de "contenido de calor". ^[26] A veces también se le llama función de calor. ^[27]

En términos de las variables naturales S y P de la función de estado H , este proceso de cambio de estado del estado 1 al estado 2 se puede expresar como

$${\ displaystyle \ Delta H = \ int _ {S_ {1}} ^ {S_ {2}} \ left ({\ frac {\ partial H} {\ partial S}} \ right) _ {P} \ mathrm { d} S + \ int _ {P_ {1}} ^ {P_ {2}} \ left ({\ frac {\ partial H} {\ partial P}} \ right) _ {S} \ mathrm {d} P}

$${\ displaystyle = \ int _ {S_ {1}} ^ {S_ {2}} \ left ({\ frac {\ partial H} {\ partial S}} \ right) _ {P} \ mathrm {d} S \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, {\ text {a presión constante.}}}

Se sabe que la temperatura T ( S , P ) se indica de manera idéntica mediante

$${\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial H} {\ partial S}} \ right) _ {P} \ equiv T (S, P) \ ,.}

Por consiguiente,

$${\ displaystyle \ Delta H = \ int _ {S_ {1}} ^ {S_ {2}} T (S, P) \ mathrm {d} S \, \, \, \, \, \, \, \, \ , \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, \, {\ text {a presión constante.}}}

En este caso, la integral especifica una cantidad de calor transferido a presión constante.