UNIDAD 5: FENÓMENOS TÉRMICOS.

Calor y temperatura. Escalas de temperatura.

El calor es la energía que se transfiere entre dos cuerpos debido a su diferencia de temperatura. La temperatura es el valor numérico que representa el estado térmico de un cuerpo tomando como referencia estados térmicos perfectamente definidos como el punto de ebullición o fusión del agua. Actualmente las escalas de temperatura más utilizadas son la Celsius, Fahrenheit y Kelvin.

La escala Celsius toma como punto fijo inferior la temperatura normal de congelación del agua (0º C) y como punto fijo superior la temperatura normal de ebullición de la misma (100ºC). Tiene 100 divisiones entre cada punto fijo.

La escala Fahrenheit también toma como punto fijo inferior el punto de congelación normal del agua (32ºF) y como punto fijo superior el de fusión normal de la misma (212ºF). Cuenta con 180 divisiones entre ellos.

La escala Kelvin es una escala de temperatura absoluta, es decir, no existe temperatura por debajo de los 0 K (en teoría es la temperatura más baja que puede alcanzarse), no se basa en el comportamiento de una sustancia elegida arbitrariamente como en el caso de las escalas Fahrenheit y Celsius. Las temperaturas expresadas en Kelvin no pueden ser negativas.

Dilatación térmica Es el aumento de longitud, superficie o volumen que sufre un cuerpo por acción del calor debido al aumento de su temperatura.

Dilatación de sólidos y líquidos:

Dilatación lineal: Considerando una varilla de longitud Li a una temperatura T. Cuando la temperatura varía en ∆T, el cambio de longitud ∆L es directamente proporcional a la variación de temperatura y a la longitud inicial de la varilla.

∆L= 𝜸 x ∆T x Li En donde 𝜸 es el coeficiente de proporcionalidad y se denomina coeficiente de dilatación lineal, sus unidades son 1/ºC o 1/K. γ=¿¿

Dilatación superficial: Es el incremento de superficie que sufre un cuerpo debido a la acción del calor. Su valor es de aproximadamente el doble del coeficiente de dilatación lineal. δ=2 xγ=¿¿

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Dilatación volumétrica: Es el incremento de volumen de un cuerpo debido a la acción del calor. El coeficiente de dilatación térmica es aproximadamente el triple del valor del coeficiente de dilatación lineal. σ=3 x γ=¿¿

En donde Li, Si y Vi son las longitudes, superficies y volúmenes iniciales de los respectivos cuerpos. Lf; Sf y Vf son las longitudes, superficies y volúmenes finales.

Dilatación de los gases: Los gases se dilatan tanto a volumen constante como a presión constante.

Dilatación a presión constante: En este caso se produce una variación de volumen. Gay Lussac determinó que todos los gases tienen, a presión constante el mismo coeficiente de dilatación. El valor obtenido es 1/273 del

volumen inicial por cada grado centígrado. θ=V f−V i

V i x t

Dilatación a volumen constante: Se verifica que el aumento de presión es directamente proporcional a la presión inicial, a la variación de temperatura. Gay Lussac comprobó que todos los gases a volumen constante, tienen el mismo coeficiente de dilatación. El valor de ese coeficiente es 1/273 de la presión inicial por cada grado centígrado. Se define el coeficiente de tensión a

volumen constante. φ=Pf −Pi

P i x ∆ t

Leyes de los gases. Ecuación general de estado de un gas ideal. Teoría cinética de los gases.

Ley de Boyle y Mariotte: A temperatura constante, la presión que ejerce una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional al volumen que

ocupa P= KV

. Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2, entonces,

P1 x V 1=P2 xV 2

Ley de Charles: A presión constante, el volumen ocupado por una determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta V=kT

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2, entonces, V 1

T 1

=V 2

T2

Ley de Gay-Lussac: A volumen constante, la presión ejercida por una determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta: P= kT

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2: P1

T1=

P2T 2

Ecuación general de los gases perfectos: Se obtiene combinando las tres

ecuaciones anteriores. PVT

=cte.Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2:

2

P1.V 1

T1=

P2 .V 2

T2=cte . El valor de la constante es independiente de las

condiciones de presión y temperatura del gas, podemos calcularlo para 1 mol de gas en condiciones normales (0ºC y 1 atm). Para ello tendremos en cuenta que en dichas condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. A dicha constante se le llama constante de los gases perfectos y su valor es:

R = P0 .V 0

T 0 = 1atm.22,4 L .mol−1

273,15K = 0,082 atm.L.mol-1.K-1

Valor de R en distintas unidades:

Si en lugar de 1 mol consideramos n moles la ecuación general puede ser escrita de la forma: pV=nRT

Teoría cinética de los gases: enumera generalizaciones acerca del comportamiento de los gases ideales.

1)Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas poseen masa pero su volumen es despreciable.

2)Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan entre sí. Dichas colisiones son perfectamente elásticas por lo cual, por efecto de las mismas la energía se transfiere de una molécula a otra. Sin embargo la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece inalterada.

3)Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión.

4)La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta del gas. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. La energía cinética promedio de una

molécula está dada por: Ec = 12

mu2 donde m es la masa de la molécula y u es

su velocidad promedio.

La cantidad u2 se denomina velocidad cuadrática media; es el valor promedio

del cuadrado de las velocidades de todas las moléculas: u2=u12+u2

2+…+un2

n, n es

el número de moléculas. La suposición 4 permite escribir

Ec α T , por lo tanto, Ec = 12

mu2= CT, donde C es la constante de

proporcionalidad y T es la temperatura absoluta.

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Calor. Calor específico. Calorimetría. Cambios de estado. Calor latente. Propagación del calor.

Calor es la energía que se transfiere de un objeto a otro debido a una diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito; siempre fluye de una zona de mayor temperatura a una zona de menor temperatura, con lo que se eleva la temperatura de la segunda y se reduce la de la primera. Calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia.

[s ] Joule(J )gramo (g ) . ºC

. Capacidad Calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de

calor necesaria para elevar en un grado Celsius la temperatura de una

determinada masa m de la sustancia. ⌊C ⌋= JºC

. El calor específico es una

propiedad intensiva, mientras que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre capacidad calorífica y calor específico de una sustancia es:C=m .s, donde m es la masa de la sustancia en gramos. Si conocemos el calor específico y la cantidad m de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra ∆t indicará la cantidad de calor Q, que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. Q=m.s .∆ t=C .∆ t

Donde ∆ tes el cambio de la temperatura; ∆ t=t f −t i

Q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos (convención de signos).

Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir las cantidades de calor involucradas en ciertos procesos físicos o químicos. El aparato que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. Consta de un termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben ser adiabáticas para evitar el intercambio de calor con el exterior, consta también de una varilla agitadora. Básicamente hay dos tipos de calorímetros, los que trabajan a presión constante y los de volumen constante.

La cantidad de calor que recibe o transmite un cuerpo está dado por la siguiente formula: Q=m.s .(t f−t i)

El principio del calorímetro es que cuando un cuerpo transmite calor hay otro que lo recibe. Para este tipo de cálculos debemos tener como dato la temperatura, masa y calor específico del agua y de la sustancia a medir al comienzo y en el equilibrio (cuando las temperaturas se igualan). Qentregado=Qrecibido

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Cambios de estado

Evaporización es el proceso en el cual un líquido se transforma en gas. Cuando un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una presión de vapor. Al principio las moléculas se desplazan desde el líquido hacia el espacio vacío. En cuanto las moléculas dejan el líquido establecen una fase de vapor. Cuando aumenta la concentración de moléculas en la fase de vapor algunas se condensan. La velocidad de evaporación es constante a una temperatura dada y la velocidad de condensación aumenta con el incremento de la concentración de las moléculas en la fase de vapor. En cierto momento se llega a un estado de EQUILIBRIO DINÁMICO, cuando las velocidades de evaporación y condensación se igualan. La PRESIÓN DE VAPOR DE EQUILIBRIO es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la evaporación y la condensación.

La presión de vapor de equilibrio es la máxima presión de vapor de un líquido a una temperatura dada y que permanece constante a temperatura constante. Es independiente de la cantidad de líquido siempre y cuando haya un poco de líquido presente. La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura. El PUNTO DE EBULLICIÓN de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se iguala a la presión exterior, del medio en que se encuentra, es la temperatura a la cual la materia cambia del estado líquido al estado gaseoso. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es de 1 atm.

Solidificación es la transformación de un líquido en sólido, el proceso inverso se denomina fusión. El PUNTO DE FUSIÓN de un sólido o en PUNTO DE SOLIDIFICACIÓN de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólidas y líquidas coexisten en el equilibrio. El punto de fusión normal de una sustancia es la temperatura a la cual una sustancia se funde o se congela a 1atm de presión.

Sublimación es el proceso que consiste en el paso del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El proceso inverso se denomina deposición o sublimación regresiva.

Calor latente se define como la cantidad de calor que necesita una sustancia para pasar del estado sólido a líquido (calor de fusión) o de líquido a gas (calor de vaporización) sin cambio de temperatura.

Calor de evaporización: Es la energía necesaria para cambiar 1 gramo de sustancia en estado líquida al estado gaseoso en el punto de ebullición. Esta energía rompe las fuerzas atractivas intermoleculares y también debe proveer la energía necesaria para expandir el gas. Siendo la cantidad de calor absorbida durante el proceso de evaporación de un líquido en ebullición. Calor de fusión: Es la energía necesaria para cambiar 1 gramo de sustancia en estado sólido, al estado líquido, sin cambiar su temperatura. Esta energía rompe los enlaces de sólidos, y queda una significativa cantidad, asociada con las fuerzas intermoleculares del estado líquido. A esta cantidad de energía se le llama calor de fusión, calor latente de fusión o entalpía de fusión, y varía según las diferentes sustancias. Se denota por . Calor de sublimación: Es la energía necesaria para producir el cambio de estado de sólido al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Calor de condensación: Calor que es

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liberado por la masa de un gas que se encuentra en su punto de ebullición al condensarse en un fluido. Calor de solidificación: Cantidad de calor que desprende la masa de un líquido al solidificarse a su temperatura de congelación.

Relación de cantidad de calor y calor latente: Q=m. Lf ; donde Q es la cantidad de calor en Joule, m es la masa de la sustancia en gramos y L f es el calor

latente en Joule/gramos. [ Lf ]= calg

= JKg

Unidades del calor latente.

Propagación del calor: El calor se propaga de los cuerpos más calientes a los más fríos. Si los cuerpos poseen el mismo estado térmico, no hay propagación o intercambio de calor. Se distinguen las siguientes formas de propagación del calor:

Conducción: Es la propagación de calor a través de los sólidos, sin que se observe transporte de materia. Las moléculas del extremo más caliente aumentan su energía cinética y, al chocar con otras próximas a ellas, ceden parte de esa energía. Éstas últimas, a su vez, vuelven a ceder a otras moléculas vecinas parte de la energía recibida, y así sucesivamente, se realiza esa agitación térmica a lo largo de toda la varilla, de molécula a molécula y sin que éstas sufran desplazamientos.

Convección: proceso de transmisión del calor mediante el movimiento o desplazamiento de la sustancia caliente. La sustancia caliente (por ejemplo, agua o aire) al desplazarse va transmitiendo el calor. Podemos decir entonces que la convección es la transmisión de calor en los fluidos a causa del desplazamiento de aquel.

Radiación: es la propagación de la energía a través del espacio vacío, sin requerir presencia de materia. La energía es transmitida de un cuerpo a otro distante por medio de ondas electromagnéticas. De esa manera nos llega la energía radiante del sol por ejemplo.

Termodinámica. Sistema y medio. Primer principio de la termodinámica.

La termodinámica es un método de estudio de fenómenos físicos y químicos mediante el cual se trata de determinar condiciones de equilibrio de los sistemas, así como estudiar las transformaciones de un tipo de energía en otro y cuándo estas son posibles.

Sistema es la porción de materia o parte del universo que se aísla real o imaginariamente para su estudio.

Medio es el resto del universo que no pertenece al sistema.

El primer principio de la termodinámica afirma que, como la energía no puede crearse ni destruirse la cantidad de energía transferida a un sistema en forma de calor más la cantidad de energía transferida en forma de trabajo sobre el sistema debe ser igual al aumento de la energía interna (U) del mismo.

El primer principio de la termodinámica relaciona el cambio en la energía interna de un sistema con el calor y el trabajo intercambiados entre éste y su entorno mediante la siguiente expresión:∆U=Q−L

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Convención de signos según IUPAC:

Positivo (+), para el trabajo que sale del sistema y el calor que entra al sistema.

Negativo (-), para el trabajo que entra al sistema y el calor que sale del sistema.

La energía interna es una propiedad de la materia que se puede concebir como la sumatoria de las diferentes formas de energía de los constituyentes de la materia. Solo se pueden determinar sus variaciones. El trabajo no es una propiedad del sistema, es un proceso de intercambio de energía entre sistema y medio. El calor es la energía que atraviesa los límites del sistema sin que sea necesaria la producción de trabajo.

Cálculo del trabajo realizado por un sistema. Calores específicos de un gas ideal. Transformaciones adiabáticas.

Trabajo realizado por un sistema

Evolución isobárica: Trabajo realizado por un gas a presión constante. Suponiendo un gas contenido en un cilindro cerrado por un pistón que puede deslizarse sin rozamiento. Sobre el pistón se encuentra una pesa que mantiene constante la presión. Al entregarle calor la temperatura comienza a aumentar y el gas se dilata desplazando el pistón, pasando del estado 1 al 2.

El trabajo realizado por la fuerza que la presión del gas aplica sobre el pistón es L=F .∆ X ; como la fuerza es F=P .S; siendo ∆V =S .∆ X ; se concluye queL=P .∆V

El trabajo está representado por el área bajo el gráfico P-V.

Si el gas hubiera cedido calor al medio disminuyendo su temperatura se hubiera contraído de manera que el medio hubiera empujado al pistón hacia dentro y el trabajo habría sido negativo.

Evolución Isotérmica: Evolución a temperatura constante. El gas pasa del estado 1 al 2 siguiendo la hipérbola. En estas condiciones se le entrega calor al sistema y el gas se expande a medida que disminuye la presión.

La energía interna de un gas ideal solo es función de la temperatura, por lo tanto, en un proceso isotérmico la variación de la energía interna es igual a cero y el calor es igual al trabajo realizado. Q=L. El trabajo también puede

calcularse con la siguiente expresión L=n. R .T . lnV 2

V 1 O L=P1 .V 1 . ln

V 2

V 1. Si se

realiza el proceso inverso el trabajo será negativo.

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Evolución Isocora: Se entrega calor a un gas encerrado en un recipiente que no se dilata, al no haber variación de volumen el sistema no realiza trabajo. Desde el punto de vista gráfico no hay área encerrada bajo la curva.

Calores específicos de un gas ideal Al calentar un gas puede ocurrir que varíe el volumen permaneciendo constante la presión o que varíe la presión, permaneciendo constante el volumen. En cada caso, la cantidad de calor absorbida es distinta, por lo que, para los gases se definen dos calores específicos, uno a volumen constante (Cv) y otro a presión constante (Cp). Se verifica que el calor específico a presión constante es mayor que a volumen constante. Para un gas ideal monoatómico

Al calentar un gas a presión constante, aumenta su volumen, venciendo la presión que soporta. En el caso del émbolo, el aumento de volumen produciría su desplazamiento, que es el trabajo realizado. El decir que parte del calor se emplea para aumentar el volumen y otra parte se transforma en trabajo para vencer la presión exterior. En el caso de calentamiento a volumen constante todo el calor se emplea en el aumento de presión. Transformaciones adiabáticas: En un proceso adiabático no se produce intercambio de calor del gas con el exterior (Q=0). En este caso varían simultáneamente la presión, el volumen y la temperatura.

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γ=C p

C v

, es el coeficiente adiabático.

En una expansión adiabática, el gas realiza un trabajo a costa de disminuir su energía interna, por lo que se enfría. En el proceso inverso, el gas se comprime (W˂0) y aumenta la energía interna.

W AB=−∆U AB=−nC v (T B−T A)

Procesos termodinámicos. Proceso reversible. Máquinas térmicas. Rendimiento. Ciclo de Carnot. Segundo principio de la termodinámica. Entropía e irreversibilidad. Existen dos tipos de procesos. Los que pueden realizarse en un sentido u otro sin dificultad y otros que solo ocurren en un sentido, todos los fenómenos naturales son irreversibles. Una transformación será reversible cuando una vez producida sea posible volver al sistema y al medio a las condiciones originales. Condiciones de reversibilidad: 1)No debe existir trabajo de disipación. 2)Diferencias de temperaturas muy pequeñas en las transferencias de calor.3)Deben ser transformaciones cuasiestáticas.4)No debe existir rozamiento ni deformaciones permanentes.Todo proceso que viole alguna de las condiciones anteriores es irreversible. Una máquina térmica es un dispositivo cíclico cuyo propósito es convertir la máxima cantidad posible de calor en trabajo. Todas ellas contienen una sustancia de trabajo que absorbe una cantidad de calor Q1 de un foco caliente, realiza trabajo y cede el calor restante Q2 a un foco frío volviendo así a su estado inicial. Q1; Q2 y W representan cantidades positivas.

Como los estados inicial y final de la máquina en un ciclo coinciden, las energías internas inicial y final son iguales. Aplicando el primer principio al trabajo realizado obtenemosQ=∆U+W →Q1−Q2=WSe defina el rendimiento ε como el cociente entre el trabajo realizado y el calor absorbido del foco caliente.

ε=WQ 1

=Q1−Q2

Q1

=1−Q2

Q1

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Ciclo de Carnot: Es un ciclo termodinámico reversible entre dos fuentes de temperatura, en el cual el rendimiento es máximo. Etapas de un ciclo de Carnot: 1.Absorción isoterma y cuasiestática de calor de un foco caliente.2.Expansión adiabática y cuasiestática hasta una temperatura baja3.Cesión isoterma y cuasiestática de calor a un foco frío.4.Compresión adiabática y cuasiestática hasta el estado original.

El rendimiento de Carnot es independiente de la sustancia de trabajo de la máquina que se considere, solo depende de la temperatura de los dos focos.

ε=1−T 2

T 1

Segundo principio de la termodinámica“No es posible ninguna transformación cíclica que transforme íntegramente el calor absorbido en trabajo”. Enunciado de Kelvin PlanckEste enunciado implica que la cantidad de energía que no ha podido ser transformada en trabajo debe cederse en forma de calor a otro foco térmico, es decir una máquina térmica debe trabajar al menos entre dos focos térmicos.Entropía e irreversibilidadLa entropía S (como la energía interna) depende solamente de los estados inicial y final del sistema y es una medida del orden (o desorden) del mismo.La entropía de un sistema aislado durante un proceso siempre se incrementa o, en el caso límite de un proceso reversible, permanece constante.

S {¿0 proceso irreversible¿0 proceso reversible¿0 proceso imposible

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