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Resumen

Resumen

3.1 Sistemas termodinámicos

  • Un sistema termodinámico, su límite y su entorno se deben definir con todas las funciones de los componentes completamente explicados antes de que podamos analizar una situación.
  • El equilibrio térmico se alcanza con dos objetos si un tercer objeto está en equilibrio térmico con los otros dos por separado.
  • Una ecuación de estado general para un sistema cerrado tiene la forma f(p,V,T)=0,f(p,V,T)=0, con un gas ideal como ejemplo ilustrativo.

3.2 Trabajo, calor y energía interna

  • Un sistema termodinámico realiza trabajo positivo (negativo) cuando se expande (contrae) bajo una presión externa.
  • El calor es la energía que se transfiere entre dos objetos (o dos partes de un sistema) debido a una diferencia de temperatura.
  • La energía interna de un sistema termodinámico es su energía mecánica total.

3.3 Primera ley de la termodinámica

  • La energía interna de un sistema termodinámico es una función de estado y, por tanto, es única para cada estado de equilibrio del sistema.
  • El aumento de la energía interna del sistema termodinámico viene dado por el calor añadido al sistema menos el trabajo realizado por el sistema en cualquier proceso termodinámico.

3.4 Procesos termodinámicos

  • El comportamiento térmico de un sistema se describe en términos de variables termodinámicas. Para un gas ideal estas variables son presión, volumen, temperatura y número de moléculas o moles del gas.
  • Para sistemas en equilibrio termodinámico las variables termodinámicas están relacionadas por una ecuación de estado.
  • Un depósito de calor es tan grande que cuando intercambia calor con otros sistemas su temperatura no cambia.
  • Un proceso cuasiestático se genera tan lentamente que el sistema implicado está siempre en equilibrio termodinámico.
  • Un proceso reversible es aquel que se puede hacer para retroceder en la trayectoria y tanto la temperatura como la presión son uniformes en todo el sistema.
  • Hay varios tipos de procesos termodinámicos, entre ellos (a) isotérmico, donde la temperatura del sistema es constante; (b) adiabático, donde el sistema no intercambia calor; (c) isobárico, donde la presión del sistema es constante; y (d) isocórico, donde el volumen del sistema es constante.
  • Como consecuencia de la primera ley de la termodinámica, he aquí un resumen de los procesos termodinámicos: (a) isotérmico: ΔEint=0,Q=W;ΔEint=0,Q=W; (b) adiabático: Q=0,ΔEint=−W;Q=0,ΔEint=−W; (c) isobárico: ΔEint=Q−W;ΔEint=Q−W; e (d) isocórico: W=0,ΔEint=Q.W=0,ΔEint=Q.

3.5 Capacidades térmicas de un gas ideal

  • Para un gas ideal, la capacidad molar a presión constante CpCp viene dada por Cp=CV+R=dR/2+RCp=CV+R=dR/2+R, donde d es el número de grados de libertad de cada molécula/entidad del sistema.
  • Un gas real tiene un calor específico cercano pero un poco más alto que el del gas ideal correspondiente con Cp≃CV+R.Cp≃CV+R.

3.6 Procesos adiabáticos para un gas ideal

  • Una expansión adiabática cuasiestática de un gas ideal produce una curva pV más pronunciada que la de la isoterma correspondiente.
  • Una expansión realista puede ser adiabática pero es poco común que sea cuasiestática.