7 de septiembre de 2012

La primera ley de la termodinámica

La primera ley de la termodinámica

La ley de la conservación de la energía 


La  1ª  ley de la termodinámica es una forma especial de la ley de la conservación de la energía. Esta ley dice que la energía  es transformable, pero que no puede ser creada ni destruida. Es válido para la transición de un sistema cerrado  del estado A hacia B.



En palabras esto significa: El cambio de la energía interna de un sistema cerrado es igual a la suma del cambio del calor y el cambio del trabajo.
Esto significa que la energía interna es constante en un  sistema cerrado. Con esto el trabajo realizado en el sistema, respectivamente cantidad de calor adicionada, es provista con un signo positivo y el trabajo realizado por el sistema, respectivamente cantidad de calor emitida, provista con un signo negativo.
La cantidad total de energía en un sistema, que pasó de un estado A a un estado B, por lo tanto s la suma de la energía adicionado como calor y trabajo. Esta cantidad total de energía es la energía interna U. Para su valor numérico es indiferente si se agregó calor o trabajo. Con lo cual no depende del camino y en consecuencia una variable de estado.

 Si se observa un sistema aislado no puede escapar calor, ni trabajo o cualquier otro tipo de energía. La energía no puede ser generada o destruida. Un cambio en un sistema aislado, según esto, no puede producir un aumento o una disminución de la energía  interna, sino sólo une redistribución de la cantidad de energía entre las diferentes formas.
En sistemas cerrados, esto tiene valides sise incluye el entorno del sistema, lo que nuevamente en su totalidad, correspondería a un sistema aislado. Si en un sistema cerrado cambia la energía interna, entonces la energía interna del entorno debe variar por el mismo valor pero con el signo contrario.

Explicación de los diferentes componentes

1.- La energía interna U:

La energía interna es la forma de energía que es almacenada por las partículas más pequeñas, los átomos, las moléculas respectivamente. Esto se produce en forma de  energía de movimiento, rotación y oscilación. La energía U es una ecuación de estado, ella sólo depende de su estado momentáneo, pero no de la forma en que se logró.

2.- El Calor Q:

Durante mucho tiempo no se hiso una diferencia definida entre los conceptos calor y temperatura. En siglos pasados, para ambos se empleó el concepto calor.

 
Un sistema con adición de trabajo puede ser cambiado de la misma manera como con adición de calor. Por ejemplo si se agita agua, entonces esta se calienta. También lo hace si se le pone en contacto con un cuerpo más caliente. Por esto se sospechaba, que el calor también es una forma de energía. Uno de los primeros científicos que diferenciaba entre estos dos valores fue Joseph Black. Él entre otras cosas, mostró, que el calor es magnitud extensión y la temperatura una magnitud intensidad. También el médico Robert Mayer y el cevecero James Presscott Joule, en 1840 -1850 realizaron numerosos ensayos en esta dirección.
Si se observa dos sistemas entre los cuales existe una diferencia de temperatura, entonces se puede ver que se transfiere energía (en forma de calor) del más caliente al más frío, hasta que ambos tengan la misma temperatura. Con la condición que ambos sistemas están en contacto térmico. En un sistema abierto también puede ser trasmitido calor, por transporte de masa de un sistema a otro.


 3.- El trabajo W:

Si una fuerza mueve a una partícula, entonces realiza un trabajo. Este trabajo también se puede aplicar a un sistema. Pero el trabajo es adicionado al sistema, o que el sistema recibe trabajo. El trabajo no es una sustancia, es una función de recorrido, ya que su valor numérico depende del trayecto delo cual es adquirido.

Una fuerza activa en un sistema, por eje. puede realizar un trabajo de volumen. Observemos un gas, en este caso Hidrógeno (H2) que está encerrado en un cilindro de vidrio y encerrado por un disco movible con una superficie A:



El gas está afectado por una presión, que se deduce del peso del disco F y de su superficie A








La fuerza F se puede aumentar, por ejemplo poniendo un peso sobre el disco. Si el sistema está en equilibrio, el disco está en reposo. En este caso la presión del gas en su interior es igual a la presión exterior:






Si se aumenta la presión desde afuera con un peso de 500 g, el disco se mueve hacia abajo y comprime al Hidrógeno:







Esto sucede hasta que se genere de nuevo el equilibrio entre el mayor presión y la contrapresión del hidrógeno comprimido.
Por el movimiento del disco, en el Hidrógeno se realiza un trabajo W:




p es la presión y ΔV la variación del volumen del gas. Se calcula el cambio del volumen. Multiplicando la superficie del cilindro con la variación de la altura Δh del gas encerrado:



Δh se determina de la siguiente manera:



El volumen se reduce, cuando el émbolo se mueve por el trayecto Δh, de esto se concluye que con un Δh positivo, el cambio del volumen es negativo. El trabajo realizado también es positivo, ya que el gas fue comprimido. 

Perpetum  mobile: 


Una máquina que produce energía de la nada, es decir, que entrega energía sin que se le adicione una, se le llama “perpetuum mobile de primer tipo”.
De acuerdo a la primera ley se concluye claramente, que una máquina como esta no puede existir. Se debería obtener nueva energía de una redistribución de energía. Con esto debería ser ΔU > 0. Esto contradice a la 1ª ley, que dice: 




Donde A y B son dos distintos estados y s y u abreviaciones de sistema y entorno.

 Relación con la Entalpía H: 
 
Si se realiza una reacción a una presión constante de tal manera, que sólo se puede ejecutar un trabajo de volumen, entonces para el trabajo W vale:




W = - p · ΔV
Con p = Presión y ΔV = Diferencia de volumen
Introduciendo esto en la 1ª ley, se obtiene lo siguiente:

ΔU = ΔQ – p • ΔV

 Invirtiendo se obtiene

ΔQ = ΔU + p • ΔV


En este caso a Q se le llama Entalpía: 

ΔH = ΔU + p • ΔV



La diferencia de la entalpía ΔH se define como: /Aquella cantidad de calor que es absorbida por un sistema cerr4ado isobárico, cuando sufre un cambio de estado, donde fuera del trabajo de volumen no aparece otro trabajo/. Si con esto se transmite calor al entorno, entonces disminuye la entalpía del sistema (ΔH es negativo) y la reacción  es exotérmica. Absorción de calor s9ignifica, que se trata de una reacción endotérmica (ΔH es positivo).  En una reacción, el signo y el valor numérico de ΔH, se le puede atribuir casi sólo a los cambios de energía que se relacionan con las reacciones químicas

Fuente: http://www.uni-ulm.de
Traducido del alemán por A. Gundelach Septiembre 2012


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