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Presentacion Termodinamica 5
 

Presentacion Termodinamica 5

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    Presentacion Termodinamica 5 Presentacion Termodinamica 5 Presentation Transcript

      • Ingeniería Termodinámica
      • UNIDAD I
      • Conceptos Básicos de Termodinámica
    • 1.1 Termodinámica y energía
      • La termodinámica (del griego termo , que significa "calor" y dinámico , que significa "fuerza" ) es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la temperatura, presión y volumen de los sistemas físicos a un nivel macroscópico. Aproximadamente, calor significa "energía en tránsito" y dinámica se refiere al "movimiento", por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor.
    • 1.2 Estado y Equilibrio
      • En termodinámica, se dice que un sistema se encuentra en estado de equilibrio termodinámico, si es incapaz de experimentar espontáneamente algún cambio de estado cuando está sometido a unas determinadas condiciones de contorno, (las condiciones que le imponen sus alrededores). Para ello ha de encontrarse simultáneamente en equilibrio mecánico y equilibrio químico.
      • La termodinámica clásica trata, casi siempre, de transformaciones entre estados de equilibrio. La palabra equilibrio implica un estado que ha repartido sus variables hasta que no hay cambios. En el estado de equilibrio no hay potenciales sin balancear (o fuerzas perturbadoras) con el sistema. Un sistema se dice que ha llegado al equilibrio termodinámico cuando no experimenta cambios al haber sido aislado de su entorno.
    • 1.3 Ley cero de la Termodinámica
      • La Ley cero de la termodinámica nos dice que si tenemos dos cuerpos llamados A y B, con diferente temperatura uno de otro, y los ponemos en contacto, en un tiempo determinado t, estos alcanzarán la misma temperatura, es decir, tendrán ambos la misma temperatura. Si luego un tercer cuerpo, que llamaremos C se pone en contacto con A y B, también alcanzará la misma temperatura y, por lo tanto, A, B y C tendrán la misma temperatura mientras estén en contacto.
    • 1.4 Propiedades de un sistema
      • Se puede definir un sistema como un conjunto de materia, que está limitado por una superficie, que le pone el observador, real o imaginaria. Si en el sistema no entra ni sale materia, se dice que se trata de un sistema cerrado, o sistema aislado si no hay intercambio de materia y energía, dependiendo del caso. En la naturaleza, encontrar un sistema estrictamente aislado es, por lo que sabemos, imposible, pero podemos hacer aproximaciones. Un sistema del que sale y/o entra materia, recibe el nombre de abierto. Ponemos unos ejemplos:
      • Un sistema abierto: es por ejemplo, un coche. Le echamos combustible y él desprende diferentes gases y calor.
      • Un sistema cerrado: un reloj de cuerda, no introducimos ni sacamos materia de él. Solo precisa un aporte de energía que emplea para medir el tiempo.
      • Un sistema aislado: ¿Cómo encontrarlo si no podemos interactuar con él? . Sin embargo un termo lleno de comida caliente es una aproximación, ya que el envase no permite el intercambio de materia e intenta impedir que la energía ( calor ) salga de él.
    •  
    • 1.5 Procesos, Ciclos, Sistemas cerrados o Abiertos
      • Se dice que un sistema pasa por un proceso termodinámico, o transformación termodinámica, cuando al menos una de las coordenadas termodinámicas no cambia. Los procesos más importantes son:
      • Procesos isotérmicos: son procesos en los que la temperatura no cambia.
      • Procesos Isobáricos: son procesos en los cuales la presión no varía.
      • Procesos Isócoros: son procesos en los que el volumen permanece constante.
      • Procesos adiabáticos: son procesos en los que no hay transferencia de calor alguna.
    • Ciclos
      • Se denomina ciclo termodinámico a cualquier serie de procesos termodinámicos tales que, al transcurso de todos ellos, el sistema regrese a su estado inicial; es decir, que la variación de las magnitudes termodinámicas propias del sistema sea nula.
      • No obstante, a variables como el calor o el trabajo no es aplicable lo anteriormente dicho ya que éstas no son funciones de estado del sistema, sino transferencias de energía entre éste y su entorno. Un hecho característico de los ciclos termodinámicos es que la primera ley de la termodinámica dicta que: la suma de calor y trabajo recibidos por el sistema debe de ser igual a la suma de calor y trabajo realizados por el sistema.
    • Sistemas
      • Sistemas cerrados: Son los sistemas que no presentan intercambio con el medio ambiente que los rodea, pues son herméticos a cualquier influencia ambiental. Así, los sistemas cerrados no reciben ninguna influencia del ambiente, y por otro lado tampoco influencian al ambiente.
      • b) Sistemas abiertos: son los sistemas que presentan relaciones de intercambio con el ambiente, a través de entradas y salidas. Los sistemas abiertos intercambian materia y energía regularmente con el medio ambiente
    • 1.6 Formas de Energía
      • Energía es la capacidad de un sistema físico para realizar trabajo. La materia posee energía como resultado de su movimiento o de su posición en relación con las fuerzas que actúan sobre ella.
      • La energía luminosa (o radiante) procedente del sol se encuentra en la base de casi todas las formas de energía actualmente disponibles: la madera y los alimentos proceden directamente de la energía solar; los combustibles fósiles corresponden a un almacenamiento de energía de duración muy larga, cuya fuente es igualmente el sol: se trata de productos de transformación de organismos que vivieron hace millones de años para llegar al petróleo, al gas o al carbón.
      • La energía química deriva directamente de la energía luminosa o solar, bajo la forma potencial de alimentos, vegetales, o combustibles.
      • La energía térmica junto con la energía química, constituye una de las primeras energías utilizadas por el hombre para calentarse o cocer sus alimentos.
      • La energía hidráulica tiene también su origen en el sol. La radiación solar hace evaporar el agua de los mares, lagos, etc., y forma nubes que producen nieve o lluvia que aseguran la perennidad del ciclo del agua.
      • La energía mecánica, en forma de trabajo, es una energía cada vez más indispensable al hombre para la satisfacción de todas sus necesidades. Antes, el hombre solo podía contar con su propia energía muscular para desplazarse, ejecutar los trabajos necesarios para la producción de alimentos, vestidos, edificaciones, etc.
      • La energía eléctrica es una forma de energía de transición (ni primaria ni final) extremadamente difundida actualmente y cómoda debido a sus posibilidades de conversión (calefacción, iluminación, energía mecánica, etc.) y de transporte. Proviene, en general, de la conversión, en centrales, de energía mecánica por medio de generadores (o alternadores).
      • La energía nuclear es la única forma de energía que no tiene el sol como origen. Esta energía es resultado, por la relación de equivalencia masa-energía, de reacciones de los núcleos de ciertos elementos ligeros (fusión) o pesados (fisión).
      • Formas de Energía
      • UNIDAD II
      • PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS PURAS
    • 2.1 Sustancia pura
      • Sustancia es la clase de materia de la que están formados los cuerpos.
      • Se denomina sustancias puras (llamada así para distinguirla de una mezcla) aquel sistema homogéneo que posea un solo componente. Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos si su composición es constante y definida. También se refiere a la unión de uno o más átomos iguales con interacción química, es decir, que se encuentran enlazados con fuertes lazos químicos, que no es posible separar de manera física.
    • 2.2 Fases de una sustancia pura
      • Una sustancia pura no puede separarse en otras sustancias por ningún medio mecánico. Sustancias químicas típicas que se pueden encontrar en el hogar son agua, sal (cloruro de sodio) y azúcar (sacarosa). En general, las sustancias existen como sólidos, líquidos, o gases, y pueden moverse entre estos estados de la materia mediante cambios en la temperatura o presión.
    • 2.3 Superficie P-V-T
      • El diagrama PVT es la representación en el espacio tridimensional Presión - Volumen específico - Temperatura de los estados posibles de un compuesto químico.
      • Estos estados configuran en el espacio PVT una superficie discontinua, debiéndose las discontinuidades a los cambios de estado que sufre el compuesto al variarse las condiciones de presión y temperatura, que son las variables que suelen adoptarse como independientes en los estudios y cálculos termodinámicos, principalmente por la relativa sencillez de su medida.
    • 2.4 Ecuación de estado de gas ideal
      • La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
      • P *V=n *R *T
      • Donde:
      • P= Presión
      • V= Volumen
      • n= Moles de gas.
      • R= Constante universal de los gases ideales (8,314472 J/mol·K) o (0,0821 atm·L/mol·K)
      • T= Temperatura en Kelvin.
    • 2.5 Otras ecuaciones de estado
      • Ecuación de Van der Waals
      • nótese que Vm es el volumen molar.
      • En esta expresión, a, b y R son constantes que dependen de la sustancia en cuestión. Pueden calcularse a partir de las propiedades críticas de este modo:
      • Ecuación del Virial
      • Ecuación de Redlich-Kwong
      • Ecuación de Soave
      • en donde ω es el factor acéntrico del compuesto.
      • para el hidrógeno:
      • Ecuación de Peng-Robinson
    • 2.6 Diagrama de propiedades
      • Los diagramas más comunes que se emplean son:
      • Diagrama p-V (diagrama de Clapeyron): Este es uno de los más comunes. Tiene las siguientes propiedades de interés: el área bajo la curva representa el trabajo sin trasvasijamiento. En un ciclo cerrado, si el ciclo se recorre a favor de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es positivo (ciclo motriz). Si se recorre en contra de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es negativo (ciclo que absorbe trabajo).
      • Diagrama T-S (temperatura-entropía o Diagráma Entrópico): es muy empleado, pues (si las evoluciones son reversibles) el área encerrada por el ciclo o bajo la curva representa los calores intercambiados.
      • Diagrama H-S (entalpía-entropía o Diagrama de Mollier): También es diagrama común, pues permite representar con facilidad evoluciones reales y estudiar las variaciones de entalpía. Esto último es clave al momento de estudiar intercambios de calor y trabajo basándose en el primer principio.
    • 2.7 Factor de compresibilidad
      • El factor de compresibilidad Z es un factor que compensa la falta de idealidad del gas, así que la ley de los gases ideales se convierte en una ecuación de estado generalizada.
      • Una forma de pensar en z es como un factor que convierte la ecuación en una igualdad. Si sé grafica el factor de compresibilidad para una temperatura dada contra la presión para diferentes gases, se obtienen curvas. En cambio, si la compresibilidad se grafica contra la presión reducida en función de la temperatura reducida, entonces para la mayor parte de los gases los valores de compresibilidad a las mismas temperatura y presión reducidas quedan aproximadamente en el mismo punto
    • El gráfico que se muestra a continuación representa el comportamiento de licuefacción de un gas                                                                  
    • 2.8 Gas real, leyes de los gases perfectos, ley Dalton, Leyes de mezclas gaseosas
      • Desde el punto de vista microscópico, definimos a un gas ideal haciendo las siguientes suposiciones, con lo que nuestra tarea será la de aplicar las leyes de la mecánica clásica, estadísticamente, a los átomos del gas y demostrar que nuestra definición microscópica es consecuente co la definición macroscópica de la sección procedente:
      • 1.- Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas .
      • 2.-Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes.
      • 3.- El número total de moléculas es grande.
      • 4.-El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas.
      • 5.- No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques.
      • 6.- Los choques son elásticos y de duración despreciable.
      • Leyes de los gases
      • Dentro de ciertos límites de baja y alta temperatura, el comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos .
      • Ley de Boyle y Mariotte
      • A temperatura constante, el volumen de cualquier masa de gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica. (ver, b). Expresado matemáticamente:
      • V = kP         P = presión; V = volumen;
      • PV = k              k = constante de proporcionalidad.
      • Esta constante depende de las unidades usadas, la masa del gas y la temperatura.
      • Ley de Charles
      • A presión constante el volumen de una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. La temperatura de un gas depende de las energías de sus moléculas; temperaturas más elevadas indican mayores energías y éstas indican mayores velocidades de las moléculas, por lo que las presiones serán mayores. Para mantener constante la presión al aumentar la temperatura, deberá aumentarse el volumen.
      • Lo anterior se expresa matemáticamente como sigue:
      • V = kT, en donde V = volumen; T = temperatura absoluta;
      • k = constantes de proporcionalidad que depende de las unidades usadas y de la masa del gas
      • Trasponiendo:
      • Considerando los estados iniciales y finales
      • Ley de Gay-Lussac
      • A volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Lo que se expresa matemáticamente así:
      • P = kT
      • Trasponiendo:
      • Mezcla de gases. Ley de Dalton.- Normalmente en el buceo se utilizan mezclas gaseosas para respirar, la más comúnmente usada es el aire atmosférico cuya composición aproximada es:
      • Nitrógeno ................... 79,00 % Oxígeno ..................... 20,79 % Anhídrido Carbónico.... 0,03 %
      • También hay vestigios de Argón, Criptón, Hidrógeno y otros gases nobles que por ser portadores de Oxígeno se incluyen en la proporción del Nitrógeno, pero esta mezcla no es la única respirable. Hay otras mezclas en las que se ha variado las proporciones y otras en las que se ha cambiado el vehículo transportador (Nitrógeno) por otros gases más ligeros y que hacen más corta la descompresión, una de esas mezclas es la llamada Fifty-Fifty (50-50) que se compone de:
      • Nitrógeno........... 50 % Oxígeno ............ 50 %
      • UNIDAD III
      • Primera Ley de la Termodinámica
    • 3.1 Transferencia de calor, trabajo, calor especifico, energía interna, entalpía, calores específicos de sólidos y líquidos.
      • Calor es la energía en tránsito desde un sistema con alta temperatura a otro sistema con más baja temperatura.
      • El calor se asocia con la energía interna cinética y potencial de un sistema (movimiento molecular aparentemente desorganizado).
      • El calor siempre fluye desde una región con temperatura más alta hacia otra región con temperatura más baja. La transferencia o dispersión del calor puede ocurrir a través de tres mecanismos posibles, conducción, convección y radiación:
      • CONDUCCIÓN: Flujo de calor a través de medios sólidos por la vibración interna de las moléculas y de los electrones libres y por choques entre ellas.
      • CONVECCIÓN: Es el flujo de calor mediante corrientes dentro de un fluido (líquido o gaseoso). La convección es el desplazamiento de masas de algún líquido o gas.
      • RADIACIÓN: Es la transferencia de calor por medio de ondas electromagnéticas.
    • Trabajo
      • Un tipo de trabajo mecánico es el que implica cambiar la posición de un objeto:
      • En este caso, el trabajo, W es igual al producto de la fuerza aplicada , E , por la distancia recorrida, d:
      • W = F x d
    • Calor Especifico y Energía Interna
      • CALOR ESPECÍFICO El calor específico o capacidad calorífica específica, c, de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para aumentar su temperatura en una unidad por unidad de masa, sin cambio de estado:
      • En donde c es el calor específico, Q es la cantidad de calor, m la masa y ΔT la diferencia entre las temperaturas inicial y final. Su unidad en el sistema SI es el julio por kilogramo y kelvin, cuya notación es J/(kg•K).
      • En física, la energía interna U de un sistema intenta ser un reflejo de la energía a escala microscópica. Más concretamente, es la suma de:
      • la energía cinética interna , es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema, y de
      • la energía potencial interna , que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades.
    • Entalpía
      • Entalpía (del prefijo en y del griego thalpein calentar), tal palabra fue escrita en 1850 por el físico alemán Clausius. La entalpía es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpía expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.
      • La entalpía se define mediante la siguiente fórmula:
      • Donde:
      • H es la entalpía (en julios).
      • U es la energía interna (en julios).
      • p es la presión del sistema (en pascales).
      • V es el volumen del sistema (en metros cúbicos).
      • es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura , dependiendo de los sistemas de medición son las unidades que se manejan.
    • 3.2 Conservación de la masa y la energía
      • La ley de la conservación de la energía constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra (por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor).
      • Dentro de los sistemas termodinámicos, una consecuencia de la ley de conservación de la energía es la llamada primera ley de la termodinámica, la cual establece que, al suministrar una determinada cantidad de energía térmica ( Q ) a un sistema, esta cantidad de energía será igual a la diferencia del incremento de la energía interna del sistema ( ΔU ) menos el trabajo ( W ) efectuado por el sistema sobre sus alrededores:
      • Aunque la energía no se pierde, se degrada de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica. En un proceso irreversible, la entropía de un sistema aislado aumenta y no es posible devolverlo al estado termodinámico físico anterior. Así un sistema físico aislado puede cambiar su estado a otro con la misma energía pero con dicha energía en una forma menos aprovechable. Por ejemplo, un movimiento con fricción es un proceso irreversible por el cual se convierte energía mecánica en energía térmica. Esa energía térmica no puede convertirse en su totalidad en energía mecánica de nuevo ya que, como el proceso opuesto no es espontáneo, es necesario aportar energía extra para que se produzca en el sentido contrario.
      • La conservación de la masa:
      • Un cambio ya se ha físico o químico no provoca la creación de destrucción de materia sino únicamente un reordenamiento de las partículas constituyentes.
      • Ley de las proporciones definidas: Cuando varios elementos se combinan para formar un compuesto la relación entre las masas de cada uno de ellos es siempre constante.
      • Ley las proporciones múltiples: Cuando al unirse dos elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento, para formar en cada caso un compuesto diferente, está en una relación de número sencillo.
      • Ley de los equivalentes: Los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de otra dan la relación en que ellos se combinan entre sí multiplicada por un número sencillo.
    • 3.3 Potencia y su medición
      • En Física, potencia es la cantidad de trabajo efectuado por unidad de tiempo. Esto es equivalente a la velocidad de cambio de energía en un sistema o al tiempo empleado en realizar un trabajo, según queda definido por:
      • Donde:
      • P es la potencia.
      • E es la energía total o trabajo.
      • t es el tiempo.
    • 3.4 Volúmenes de control
      • Un volumen de control es una arbitraria del espacio que se erige en objeto de estudio. Es un sistema termodinámico con la propiedad añadida de que se admite la posibilidad de entradas y salida de masa. Por lo demás, el volumen de control intercambia calor con una fuente térmica y trabajo con una o varias fuentes de trabajo.
      • La superficie de control separa el volumen de control del exterior. Es una frontera imaginaria que puede tener límites reales o imaginarios.
      • Para el volumen del control mostrado, la razón del cambio de masa dentro del volumen está dada por la diferencia entre el flujo másico de entrada y el flujo másico de salida. Para un único flujo que entra al volumen de control y un único flujo de salida podemos escribir:
      • Si la masa dentro del volumen de control cambia con el tiempo es porque se agrega o se quita una cierta cantidad de masa En el caso especial de un flujo constante , por lo tanto
      • Figura: Volumen de control para reconocer el flujo másico.
                                  
    • 3.5 Análisis Termodinámico de volúmenes de control
      • Las leyes termodinámicas son utilizadas para un sistema, una cantidad específica de materia. Más aún, en problemas de propulsión y generación de potencia, estamos interesados en qué sucede en un volumen dado, por ejemplo en un motor de cohete o un motor de jet a través de los cuales se tiene una cierta razón de flujo másico. Podemos también estar interesados en el intercambio de calor y trabajo que entra o sale del sistema. Por tal razón, la forma del volumen del control del sistema para plantear las ecuaciones gobernantes resulta de gran importancia. Una representación esquemática de un volumen de control que pasa a través de una turbina se muestra en la figura. Más que observar una partícula de la masa que se mueve a través de la turbina, resulta más conveniente observar el volumen ocupado por la turbina y definir este como volumen de control. Una vez especificada la forma del volumen de control se establecen las leyes termodinámicas.
      • Volumen de control y sistema para flujo que pasa a través de un dispositivo de propulsión.
    • 3.6 Procesos de flujo permanente
      • Durante un proceso de flujo permanente, la cantidad total de masa contenida dentro de un volumen de control no cambia con el tiempo (mvc = constante). Entonces el principio de conservación de la masa requiere que la cantidad total de masa que entra a un volumen de control sea igual a la cantidad total de masa que sale del mismo.
      • Por ejemplo, para una tobera de manguera de jardín que opera de forma estable, la cantidad de agua que entra a ella por unidad de tiempo es igual a la cantidad de agua que deja salir por unidad de tiempo.
      • Cuando se trata de procesos de flujo permanente, el interés no se centra en la cantidad de masa que entra o sale de un dispositivo con el tiempo, pero si se esta interesado en la cantidad de masa que fluye por unidad de tiempo, es decir, el flujo másico m. El principio de conservación de la masa para un sistema general de flujo estable con entradas y salidas múltiples se puede expresar en forma de tasa como:
      • Sumatoria de m de entrada = sumatoria de m de salida
    • 3.7 Procesos de flujo no permanente
      • Los procesos de flujo no permanente comienzan y terminan en algún tiempo finito en lugar de continuar indefinidamente. En algunos aspectos un sistema de flujo no permanente es similar a un sistema cerrado, excepto porque la masa dentro de las fronteras del sistema no permanece constante durante un proceso. Otra diferencia entre sistemas de flujo permanente y no permanente es que los primeros son fijos en espacio, tamaño y forma, pero los segundos no sino que normalmente son estacionarios; es decir, están fijos en el espacio, pero pueden tener fronteras móviles y por lo tanto trabajo de frontera. El balance de masa para cualquier sistema que experimenta algún proceso para volúmenes de control se puede expresar como:
      • mi –me = (m2 –m1) vc
      • donde i= entrada, e= salida, 1= estado inicial, 2= estado final del volumen de control.
      • UNIDAD IV
      • Segunda Ley de la Termodinámica
    • 4.1 Deposito de energía térmica
      • Segunda ley de la termodinámica
      • Esta ley regula la dirección en la que deben llevarse a cabo los procesos termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido contrario (por ejemplo, que una mancha de tinta dispersada en el agua pueda volver a concentrase en un pequeño volumen). También establece, en algunos casos, la imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin pérdidas. De esta forma, La Segunda ley impone restricciones para las transferencias de energía que hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el Primer Principio. Esta ley apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud física llamada entropía tal que, para un sistema aislado (que no intercambia materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe ser mayor que cero. Debido a esta ley también se tiene que el flujo espontáneo de calor siempre es unidireccional, desde los cuerpos a temperatura más alta a aquellos de temperatura más baja. Existen numerosos enunciados equivalentes para definir este principio, destacándose el de Clausius y el de Kelvin.
      • Enunciado de Clausius
      • En palabras de Sears es: " No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada".
      • Enunciado de Kelvin
      • No existe ningún dispositivo que, operando por ciclos, absorba calor de una única fuente y lo convierta íntegramente en trabajo.
      • En el desarrollo de la segunda ley de la termodinámica, es muy conveniente tener un hipotético cuerpo que posea una capacidad de energía térmica relativamente grande que pueda suministrar o absorber cantidades dinitas de calor sin experimentar ningún cambio de temperatura. Tal cuerpo se llama depósito de energía térmica, o solo deposito. En la práctica, los grandes cuerpos de agua, como océanos, lagos y ríos, así como el aire atmosférico se pueden modelar de manera precisa como depósitos de energía térmica debido a sus grandes capacidades de almacenaje de energía o masas térmicas. La atmósfera por ejemplo, no se calienta como resultado de las perdidas de calor ocurridas en invierno desde edificios residenciales.
    • 4.2 Maquinas térmicas
      • las máquinas térmicas son máquinas de fluido compresible:
      • En los motores térmicos, la energía del fluido que atraviesa la máquina disminuye, obteniéndose energía mecánica.
      • En el caso de generadores térmicos, el proceso es el inverso, de modo que el fluido incrementa su energía al atravesar la máquina.
      • Teniendo en cuenta lo anterior, podemos clasificar las máquinas térmicas tal como se recoge en el cuadro siguiente:
      Máquinas térmicas Turbocompresores Turbo máquinas Rotativas (Compresor rotativo) Alternativas (Compresor de émbolo) Volumétricas Generadoras Turbinas Turbo máquinas Rotativas (Motor rotativo de aire caliente) Alternativas (Máquina de vapor) Volumétricas Motoras
    • 4.3 Ciclo de Carnot
      • Se define ciclo de Carnot como un proceso cíclico reversible que utiliza un gas perfecto, y que consta de dos transformaciones isotérmicas y dos adiabáticas, tal como se muestra en la figura.
      • La representación gráfica del ciclo de Carnot en un diagrama p-V es el siguiente:
      • Tramo A-B isoterma a la temperatura T1
      • Tramo B-C adiabática
      • Tramo C-D isoterma a la temperatura T2
      • Tramo D-A adiabática
      • En cualquier ciclo, tenemos que obtener a partir de los datos iniciales:
      • La presión, volumen de cada uno de los vértices.
      • El trabajo, el calor y la variación de energía interna en cada una de los procesos.
      • El trabajo total, el calor absorbido, el calor cedido, y el rendimiento del ciclo.
      • Los datos iniciales son los que figuran en la tabla adjunta. A partir de estos datos, hemos de rellenar los huecos de la tabla.
    • 4.4 Procesos reversibles e irreversibles
      • Un proceso es reversible si, después de que ocurre, tanto el sistema como entorno pueden, por cualquier medio posible, regresar a su estado original. Cualquier otro proceso se conoce como irreversible.
      • Los procesos reversibles son importantes porque proporcionan el trabajo Máximo para dispositivos que producen trabajo, y el trabajo mínimo de entrada a di positivos que absorben trabajo para operar. Para estos dispositivos y muchos otros, los procesos reversibles son normas de comparación. Para determinar si i proceso es reversible, es necesario aplicar la segunda ley.
      • Muchos otros efectos tales como un flujo de corriente eléctrica a través de una resistencia son también irreversibles pero no se describen aquí. En todos los casos, la prueba de reversibilidad involucra la aplicación de la segunda ley de la termodinámica.
      • Examinaremos los procesos irreversibles antes de los reversibles, por dos razones:
      • Primera, con frecuencia es más fácil demostrar que un proceso es irreversible, que hallar uno que sea reversible.
      • Segunda, una vez que se identifican cierto fenómenos irreversibles, con frecuencia podemos reconocer procesos reversibles simplemente por la ausencia de estos fenómenos irreversibles.
      • Cómo podemos identificar a los procesos irreversibles
      • Recuérdese que si un proceso es reversible, entonces tanto el sistema como su entorno pueden ser regresados a sus estados iniciales. Sin embargo, si un proceso irreversible, el proceso inverso es imposible. Por consiguiente, podemos determinar si un proceso es reversible determinando si es posible el proceso inverso.
      • Podemos demostrar que un proceso es imposible de la forma siguiente:
      • Suponer que el proceso es posible.
      • Combinar este proceso con otros procesos, que por experiencia se sabe que son posibles, para formar un ciclo que viola la segunda ley. Si puede idearse un ciclo de esta naturaleza, entonces la suposición paso 1 es falsa y el proceso en cuestión es imposible.
      • Considérese el proceso en que un gas en un tanque cerrado, rígido y térmicamente aislado es agitado por una rueda con paletas ver figura El sistema es gas dentro del tanque. La rueda con paletas es activada por la acción de un cuerpo que cae y que hace girar una polea en un eje. El movimiento de la rueda con paletas es resistido por fuerzas de corte en el gas, y por consiguiente el trabajo es realizado sobre el gas por la rueda con paletas. El gas cambia del estado A al estado B. La aplicación de la primera Ley muestra que durante este proceso aumenta la energía interna del gas. La temperatura del gas aumenta.
    • 4.5 Principio de Carnot
      • El principio de Carnot establece que la máxima cantidad de trabajo que puede ser producido por una máquina térmica que trabaja entre una fuente a alta temperatura y un depósito a temperatura menor, es el trabajo producido por una máquina reversible que opere entre esas dos temperaturas. Por ello demostró que ninguna máquina podía ser más eficiente que una máquina reversible.
      • Carnot también establece que el rendimiento de cualquier máquina térmica depende de la diferencia entre temperatura de la fuente mas caliente y la fría. Las altas temperaturas del vapor presuponen muy altas presiones y la expansión del vapor a bajas temperaturas producen grandes volúmenes de expansión. Esto producía una cota en el rendimiento y la posibilidad de construcción de máquinas de vapor.
      • UNIDAD V
      • ENTROPÍA
    • 5.1 Desigualdad de Clausius
      • En termodinámica, la entropía (simbolizada como S ) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego y significa evolución o transformación.
      • Desigualdad de Clausius: La desigualdad de Clausius es una relación entre las temperaturas de un numero arbitrario de fuentes térmicas y las cantidades de calor entregadas o absorbidas por ellas, cuando a una sustancia se le hace recorrer un proceso cíclico arbitrario durante el cual intercambie calor con las fuentes.
      • Esta desigualdad viene dada por: dQ / T <= 0 en el caso de una cantidad infinita de fuentes.
    • 5.2 Principio de incremento de entropía
      • Este principio estudia el efecto de la transferencia de calor en el entorno en el cambio de estado así como de la masa de control el mejor ejemplo que se puede tomar es cuando desde el entorno que esta a una temperatura transfiere calor a la masa de control y esta a su vez produce un trabajo si la temperatura del entorno es mayor que la de la masa de control la transferencia será positiva pero si al contrario la temperatura de la masa es mayor que la del entorno la transferencia de calor será negativa.
      • Este principio lo que presenta es los únicos procesos que se podrían realizar son aquellos donde hay un incremento de la entropía por el cambio neto positivo de la masa de control y el entorno y determina que este proceso no podría llevarse a la inversa por que la entropía siempre se mantendrá en expansión.
    • 5.4 Cambio de entropía en sustancias puras
      • Debemos distinguir varias zonas de importancia para el estudio termodinámico de las propiedades del agua. Estas son:
        • Zona del Sólido: es la zona que corresponde a las propiedades del hielo. Veremos un diagrama de fase que muestra las diferentes zonas y tipos de hielo que existen.
        • Zona del líquido: incluye la interfase sólido líquido. Hablaremos un poco de estos cambios de fase.
        • Zona de vapor: estudio elemental de la campana de cambio de fase y zona de vapor sobrecalentado.
        • Zona de gas: es la zona en que estamos sobre la temperatura crítica.
      • Si bien en los párrafos que siguen nos referiremos en especial al agua y vapor de agua, muchas de las ideas y conceptos que se exponen son aplicables a otros fluidos.
      • * Diagrama de Mollier:
      • En este acápite abordaremos el estudio del Diagrama de Mollier y las Tablas de Vapor. Como tal se ha estructurado el acápite de la siguiente forma:
        • Aspectos generales de diagrama de Mollier: representación H-S, zonas principales en el diagrama, rectas de condensación.
        • Uso práctico de diagrama de Mollier: como utilizar el diagrama en el caso de las evoluciones más usuales.
        • Tablas de vapor y su uso: presentación general de las tablas. Uso de ellas en casos típicos de ciclos de vapor.
      • * Aspectos Generales del Diagrama de Mollier:
      • En la siguiente figura se visualiza el diagrama H-S para el agua y vapor de agua llamado también Diagrama de Mollier.
      • a) Aspectos generales:
      • En la figura se ilustra el diagrama de Mollier en general. Al usar los ejes H-S se tiene la enorme ventaja de que es sencillo poder determinar los intercambios de calor y trabajo para casi cualquier evolución. Basta aplicar el primer principio. En efecto:
      • H = Q - WtecSi la evolución es adiabática, la variación de entalpía da directamente el trabajo técnico realizado. Además si la evolución es sin roce, será una identrópica (vertical).
      • b) Zona de campana de cambio de fase:
      • Dentro de la campana de cambio de fase se debe tener claro que las isotermas y las isóbaras se confunden en una línea única que llamamos rectas de condensación. En el diagrama se lee directamente la presión. Para leer la temperatura es necesario subir por la recta de condensación y leer la temperatura en x=1 (línea de vapor saturado).
      • Las otras líneas de importancia en esta zona son las líneas de igual título. Definiremos al título x del vapor como:
      • x =  Masa Vapor saturado         liq. + vap. satur.
      • c) Zona de vapor sobrecalentado:
      • En esta zona se separan las isóbaras de las isotérmicas. Además de la información obvia que se extrae directamente del diagrama (Entalpía y Entropía en un punto), se puede además obtener información adicional. En efecto se puede:
      • Calor específico a presión constante: En la zona de vapor sobrecalentado la pendiente de la isóbara está relacionada con Cp, en efecto Cp = dQ/dT ; por lo tanto si uno supone un calentamiento isobárico se tiene que dQ = dH o bien Q = H para un valor de T razonable (por ejemplo 5 a 10ºC).
      • Calor específico a volumen constante: Si en el diagrama de Mollier aparecen las isócoras (líneas de volumen específico constante) también es posible obtener los valores de Cv en diferentes partes de la zona de vapor sobrecalentado usando un método análogo al anterior.
      • d) Uso básico del diagrama:
      • En la explicación que sigue, supondremos que están usando el diagrama de Mollier que empleamos en clases. Este tiene unidades MKS y es un diagrama que representa solo una zona de interés especial.
    • 5.4 Cambio de entropía en sustancias puras
      • La entropía es una propiedad, por lo tanto el valor de la entropía de un sistema se establece una vez fijado el estado de este. Las dos propiedades independientes intensivas fijan el estado de un sistema compresible simple, así como los valores de la entropía y otras propiedades en ese estado. Es posible expresar en términos de otras propiedades el cambio de la entropía de una sustancia, empezando por su relación definida. Pero en general estas relaciones son demasiado complicadas e impracticas para cálculos manuales; por lo tanto, con el uso de un estado de referencia adecuado las entropías de sustancias se evalúan a partir de los datos de propiedad medibles siguiendo los cálculos mas complicados, para después clasificar los resultados de la misma forma en que se hace con otras propiedades.
      • Los valores de entropía en las tablas de propiedades se ofrecen respecto a un estado de referencia arbitrario. En las tablas de vapor, a la entropía de líquido saturado a 0.01C se le asigna el valor de cero y para el refrigerante 134a, el valor cero es asignado a -40C. los valores de entropía se vuelven negativos a temperaturas inferiores al valor de referencia.
    • 5.5 Sólidos, Líquidos y Gases ideales
      • Los gases tienen 3 propiedades características: (1) son fáciles de comprimir, (2) se expanden hasta llenar el contenedor, y (3) ocupan más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman.
      • COMPRESIBILIDAD
      • Una combustión interna de un motor provee un buen ejemplo de la facilidad con la cual los gases pueden ser comprimidos. En un motor de cuatro pistones, el pistón es primero halado del cilindro para crear un vacío parcial, es luego empujado dentro del cilindro, comprimiendo la mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.
      • EXPANDIBILIDAD
      • Cualquiera que halla caminado en una cocina a donde se hornea un pan, ha experimentado el hecho de que los gases se expanden hasta llenar su contenedor, mientras que el aroma del pan llena la cocina. Desgraciadamente la misma cosa sucede cuando alguien rompe un huevo podrido y el olor característico del sulfito de hidrógeno (H2S), rápidamente se esparce en la habitación, eso es porque los gases se expanden para llenar su contenedor. Por lo cual es sano asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su contenedor.
      • VOLUMEN DEL GAS VS. VOLUMEN DEL SÓLIDO
      • La diferencia entre el volumen de un gas y el volumen de un líquido o sólido que lo forma, puede ser ilustrado con el siguiente ejemplo. Un gramo de oxígeno líquido en su punto de ebullición (-183oC) tiene un volumen de 0.894 mL. La misma cantidad de O2 gas a 0oC la presión atmosférica tiene un volumen de 700 mL, el cual es casi 800 veces más grande. Resultados similares son obtenidos cuando el volumen de los sólidos y gases son comparados. Un gramo de CO2 sólido tiene un volumen de 0.641 mL. a 0oC y la presión atmosférica tiene un volumen de 556 mL, el cual es mas que 850 veces más grande. Como regla general, el volumen de un líquido o sólido incrementa por un factor de 800 veces cuando formas gas.
      • PRESIÓN VS FUERZA
      • El volumen de un gas es una de sus propiedades características. Otra propiedad es la presión que el gas libera en sus alrededores. Muchos de nosotros obtuvimos nuestra primera experiencia con la presión, al momento de ir a una estación de servicio para llenar los cauchos de la bicicleta. Dependiendo de tipo de bicicleta que tuviéramos, agregábamos aire a las llantas hasta que el medidor de presión estuviese entre 30 y 70 psi.
    • 5.6 Ciclos Termodinámicos
      • Resulta útil tratar los procesos termodinámicos basándose en ciclos: procesos que devuelven un sistema a su estado original después de una serie de fases, de manera que todas las variables termodinámicas relevantes vuelven a tomar sus valores originales. En un ciclo completo, la energía interna de un sistema no puede cambiar, puesto que sólo depende de dichas variables. Por tanto, el calor total neto transferido al sistema debe ser igual al trabajo total neto realizado por el sistema.
      • Un motor térmico de eficiencia perfecta realizaría un ciclo ideal en el que todo el calor se convertiría en trabajo mecánico. El ciclo de Carnot, es un ciclo termodinámico que constituye el ciclo básico de todos los motores térmicos, y demuestra que no puede existir ese motor perfecto. Cualquier motor térmico pierde parte del calor suministrado. El segundo principio de la termodinámica impone un límite superior a la eficiencia de un motor, límite que siempre es menor del 100%. La eficiencia límite se alcanza en lo que se conoce como ciclo de Carnot.
    • Ciclo Otto
      • ab: contracción adiabática.
      • cd: expansión adiabática.
      • bc: calentamiento isocórico.
      • ad: enfriamiento isocórico.
      • R: relación de compresión.
      • Cp: calor específico a presión constante
      • Cv: calor específico a volumen constante
      • γ = Cp/Cv
      • η = 1 - 1/R(γ - 1)
      • Para un R = 8, y un γ = 1,4 (aire), η = 0,56
    • Ciclo diesel
      • ab: contracción adiabática.
      • cd: expansión adiabáticas.
      • ad: enfriamiento isocórico.
      • bc: expansión y calentamiento isobárica.
      • R: relación de compresión.
      • Cp: calor específico a presión constante
      • Cv: calor específico a volumen constante
      • γ = Cp/Cv (Sears 419 - Tabla 18.1)
      • η = 1 - 1/R( γ - 1)
      • Para un R = 15-20, y un γ = 1,4 (aire), η = 0,65-0,70
    • Ciclo de refrigeración
      • Los sistemas de compresión emplean cuatro elementos en el ciclo de refrigeración: compresor, condensador, válvula de expansión y evaporador.
      • En el evaporador, el refrigerante se evapora y absorbe calor del espacio que está enfriando y de su contenido.
      • A continuación, el vapor pasa a un compresor movido por un motor que incrementa su presión, lo que aumenta su temperatura (entrega trabajo al sistema).
      • El gas sobrecalentado a alta presión se transforma posteriormente en líquido en un condensador refrigerado por aire o agua.
      • Después del condensador, el líquido pasa por una válvula de expansión, donde su presión y temperatura se reducen hasta alcanzar las condiciones que existen en el evaporador.
    •