MAQUINAS TÉRMICAS

Una máquina térmica es un dipositivo cuyo objetivo es convertir calor en trabajo. Para ello utiliza de una sustancia de trabajo (vapor de agua, aire, gasolina) que realiza una serie de transformaciones termodinámicas de forma cíclica, para que la máquina pueda funcionar de forma continua. A través de dichas transformaciones la sustancia absorbe calor (normalmente, de un foco térmico) que transforma en trabajo.


El desarrollo de la Termodinámica y más en concreto del Segundo Principio vino motivado por la necesidad de aumentar la cantidad de trabajo producido para una determinada cantidad de calor absorbido. De forma empírica, se llega así al primer enunciado del Segundo Principio:

ENERGÍA INTERNA

La energía interna de un cuerpo es la suma de la energía de todas las partículas que componen un cuerpo. Entre otras energías, las partículas que componen los cuerpos tienen masa y velocidad, por lo tanto tienen energía cinética interna. También tienen fuerzas de atracción entre ellas, por lo que tienen energía potencial interna.

La energía interna es muy difícil de calcular ya que son muchas las partículas que componen un cuerpo y tienen muchos tipos diferentes de energía. Lo que se suele hacer es calcular la variación de energía interna.



La energía interna es la suma de las energías de todas las partículas de un cuerpo.

La magnitud que designa la energía almacenada por un sistema de partículas se denomina energía interna (U). La energía interna es el resultado de la contribución de la energía cinética de las moléculas o átomos que lo constituyen, de sus energías de rotación, traslación y vibración, además de la energía potencial intermolecular debida a las fuerzas de tipo gravitatorio, electromagnético y nuclear.

La energía interna es una función de estado: su variación entre dos estados es independiente de la transformación que los conecte, sólo depende del estado inicial y del estado final.

EQUILIBRIO TÉRMICO


El equilibrio térmico es aquel estado en el cual se igualan las temperaturas de dos cuerpos, las cuales, en sus condiciones iniciales presentaban diferentes temperaturas. Una vez que las temperaturas se equiparan se suspende el flujo de calor, llegando ambos cuerpos al mencionado equilibrio término.

El de equilibrio térmico es un concepto que forma parte de la termodinámica, la rama de la física que se ocupa de describir los estados de equilibrio a un nivel macroscópico.



Cuando dos sistemas se encuentran en contacto mecánico directo, o en su defecto, separados mediante una superficie que facilita la transferencia de calor, superficie diatérmica, se dirá que ambos están en contacto térmico. Mientras tanto, al cabo de un tiempo, aunque los dos sistemas que se hallan en contacto térmico se encuentren dispuestos de tal manera que no puedan mezclarse o aunque estén colocados en el interior de un espacio en el cual es imposible que intercambien calor con el exterior, indefectiblemente, alcanzarán el estado de equilibrio térmico.

A un nivel macroscópico, la situación de dos sistemas en contacto térmico podrá interpretarse porque las partículas de la superficie de interface de los dos sistemas son capaces de interactuar entre sí; lo que se verá es que las partículas del sistema que ostenta una mayor temperatura le transferirán parte de su energía a las partículas del otro sistema que observa una menor temperatura. La mencionada interacción hará que las partículas de ambos sistemas logren la misma energía y por tanto la misma temperatura.

Para poder conocer la temperatura que presenta un cuerpo o sustancia se emplea el dispositivo del termómetro. Cuando el termómetro entra en contacto térmico con el cuerpo en cuestión ambos alcanzarán el equilibrio térmico y entonces al encontrase en la misma temperatura, sabremos que la temperatura que nos indicará el termómetro en su índice será la temperatura del cuerpo que nos ocupa.

EJEMPLOS DE EQUILIBRIO TÉRMICO

La medición de la temperatura corporal a través de un termómetro funciona de esa manera. La duración prolongada que debe tener el termómetro en contacto con el cuerpo para poder cuantificar de verdad los grados de temperatura se debe justamente al tiempo que tarda en alcanzarse el equilibrio térmico.

Los productos que se venden ‘al natural’ pudieron haber pasado por una heladera. Sin embargo, pasado cierto tiempo fuera de la heladera, en contacto con el medio natural, alcanzaron el equilibrio térmico con este.

La permanencia de los glaciares en los mares y en los polos es un caso particular de equilibrio térmico. Precisamente, las alertas respecto al calentamiento global tienen mucho que ver con un aumento de la temperatura de los mares, y entonces un equilibrio térmico donde gran parte de ese hielo se derrita.

Cuando una persona sale de bañarse, tiene un relativo frío porque el cuerpo había entrado en equilibrio con el agua caliente, y ahora deberá entrar en equilibrio con el ambiente.

Cuando se busca enfriar una taza de café, agregándole leche fría.

Sustancias como la manteca tienen mucha sensibilidad a los cambios de temperatura, y con muy poco tiempo en contacto con el ambiente a temperatura natural entran en equilibrio y se derriten.

Al poner la mano en una baranda fría, durante un tiempo, la mano pasa a tener una temperatura más fría.

Un frasco con un kilo de helado se derretirá más lento que otro con un cuarto de kilo del mismo helado. Esto se produce por la ecuación en la que la masa es condicionante de las características del equilibrio térmico.

Cuando se coloca un cubo de hielo en un vaso de agua, también se produce un equilibrio térmico. La única diferencia es que el equilibrio implica un cambio de estado, porque atraviesa los 100°C donde el agua pasa de sólido a líquido.

Agregar agua fría a una tasa de agua caliente, donde muy rápidamente se alcanza el equilibrio en una temperatura más fría que la original.

¿CUÁLES SON LOS CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA?

11 marzo, 2015
Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En física y química se define cambio de estado como la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición.

Por ejemplo, en el caso del agua, cuando hace calor, el hielo (agua en estado sólido) se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.

Los cambios que se presentan en la materia son: fusión, vaporización, cristalización, solidificación, sublimación y condensación.

Fusión:

Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.

 Vaporización:

Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización o evaporación. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.

Cristalización:

La cristalización o sublimación inversa (regresiva) es el cambio de la materia del estado gaseoso al estado sólido de manera directa, es decir, sin pasar por el estado líquido.

Solidificación:

En la solidificación se produce el cambio de estado de la materia de líquido a sólido, debido a una disminución en la temperatura. Este proceso es inverso a la fusión. El mejor ejemplo de este cambio es cuando metes al congelador un vaso de agua. Al dejarlo por unas horas ahí el agua se transforma en hielo (líquido a sólido), debido a la baja temperatura.

Sublimación:

La sublimación o volatilización, es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Al proceso inverso se le denomina sublimación inversa; es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.

Condensación:

La condensación, es el cambio de estado que se produce en una sustancia al pasar del estado gaseoso al estado líquido. La temperatura a la que ocurre esta transformación se llama punto de condensación.

TERMODINÁMICA:
También es conocida como el movimiento del calor, en esta rama de la física se estudia la transferencia de calor en trabajo mecánico y viceversa. su principal base es la conservación de la energía.
Nos proporciona una teoría básica que nos sirve para entender y poder diseñar maquinas térmicas (refrigeradores, cohetes, etc.).

SISTEMA TERMODINAMICO:
Es una parte del universo que se separa con la finalidad poderla estudiar. Para ello se aísla de los alrededores a través de límites o fronteras, de tal manera que todo lo que se encuentra fuera de lo delimitado se denomina alrededores.

a) Frontera:
Es el limite que separa al sistema de lo alrededores, casi siempre son paredes que pueden ser diatérmicas o adiabáticas.

b) Pared diatérmicas:
Es una conductora de calor, ésta permite el intercambio de calor entre el sistema y sus alrededores y al revés.

c) Pared adiabática:
Es caracterizada por NO permitir la interacción térmica del sistema con los alrededores. Es construida de materiales no conductores del calor como porcelana o asbesto.

d) Equilibrio termodinámico:
Se alcanza cuando después de cierto tiempo de poner en contacto un sistema de baja temperatura con otro sistema a mayor temperatura se iguala, por lo tanto existe un intercambio de calor, las propiedades de presión, densidad y temperatura cuando se encuentran en este punto dejan de variar.

e) Energía interna ( Ei):
Es la energía contenida en el interior de las sustancias. Es la suma de energía cinética y potencial de las moléculas individuales que la forman. La mayoría de las veces se cumple cuanto mayor sea la temperatura de un sistema también lo será su energía interna.
La energía interna se hace presente en las sustancias combustibles y es proporcional a la masa.



 EQUIVALENTE MECANICO DEL CALOR:

Fue establecido por un físico ingles llamado James Prescott Joule (1818-1889), es autor de importantes trabajos sobre la TEORIA MECANICA DEL CALOR, a mediados del sigo XIX. Demostró que cierta variación de temperatura indica un cambio de energía interna y aparece que se pierde determinada cantidad de energía molecular.

Después de varios experimentos en los cuales todos los resultados le daban 1J = 0.24 cal o 1 cal = 4.2J, concluyo que la energía mecánica y la energía que causaba la diferencia de temperatura eran equivalentes.

2.1.2 PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA.
Esta ley dice que la variación de la energía interna de un sistema es igual a la energía que transfieren o reciben los alrededores en forma de calor y trabajo, de forma tal que se cumple la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.
La primera ley de la termodinámica se muestra matemáticamente de la siguiente manera:

a) Peso termodinámico:
Es cuando la temperatura, presión o volumen de un gas varían. Los procesos termodinámicos se clasifican en:





PROCESO ISOTERMICO:
Se presenta cuando la temperatura del sistema, permanece constante independientemente de los cambio de presión o volumen que sufran.

Este proceso se rige por la ley de Boyle-Mariotte de Robert Boyle (1626-1691), Físico Químico irlandés conocido por sus experimentos acerca de las propiedades de los gases
y Edme Mariotte (1620-1684), Físico Francés que descubrió la ley que relación la presión y el volumen de los gases a temperatura constante.


Si un proceso isotérmico formado por un gas experimenta una expansión isotérmica, para que la temperatura permanezca constante la cantidad de calor recibido debe ser igual al trabajo que realiza durante la expansión. Pero si presenta una compresión isotérmica, para que la temperatura también permanezca constante el gas tiene que liberar una cantidad de calor igual al trabajo desarrollado sobre él.
La temperatura no cambia, su energía interna (Ei), son constantes y su variación de energía interna (ΔEi) es igual a cero, por lo que se cumple que (Ei es constante) (ΔEi = 0 ) Q=Tr.

PROCESO ISOBARICO:
Es cuando hay una variación del volumen o temperatura y la presión permanece constante, no importando si el gas sufre una compresión o una expansión. Este proceso rige por la Ley de Charles: Jackes A. Charles ( 1742-1822). Químico, físico y aeronauta Frances, que fue el primero en hacer mediciones acerca de los gases que se expanden al aumentar la temperatura.
Las ecuaciones para el proceso isobárico son:

PROCESO ISOCORICO:
Se presenta cuando el volumen del sistema permanece constante. Ya que la variación del volumen es cero, no se realiza trabajo sobre el sistema ni de éste último de sobre los alrededores, por lo que se cumple Tr = 0 Y ΔEi = Q, esto indica que todo el calor suministrado aumentara en la misma proporción a la energía interna, en general esto se presenta cuando un gas se calienta dentro de un recipiente con volumen fijo.
Cuando se calientan dos masas iguales de gas, a una presión constante y otra a volumen constante, para que logren el mismo incremento de temperatura se requiere proporcionar mayor calor al sistema a presión constante (Qp>Qv). Ello se debe a que en el proceso isobárico el calor suministrado se usa para aumentar la energía interna y efectuar trabajo, mientras que en el proceso isocórico todo el calor se usa para incrementar exclusivamente la energía interna.






PROCESO ADIABATICO:
Ocurre cuando el sistema no crea ni recibe calor, cumpliéndose que (Q=0) y ΔEi = -Tr , aun cuando el gas puede presentar expansión o comprensión.
En resumen las condiciones que se tienen que cumplir para los procesos son termodinámicos son:

CALENTAMIENTO POR COMPRESION:
Si un gas sufre compresión rápida, disminuye su volumen, se produce calor y se incrementa la temperatura.

CALOR Y CANTIDAD DE CALOR

Cuando una sustancia se está fundiendo o evaporándose está absorbiendo cierta cantidad de calor llamada calor latente de fusión o calor latente de evaporación , según el caso . El calor latente, cualquiera que sea, se mantiene oculto, pero existe aunque no se manifieste un incremento en latemperatura, ya que mientras dure la fundición o la evaporación de la sustancia no se registrará variación de la misma.

Para entender estos conceptos se debe conocer muy bien la diferencia entre calor y temperatura .

En tanto el calor sensible es aquel que suministrado a una sustancia eleva su temperatura.

La experiencia ha demostrado que la cantidad de calor tomada (o cedida) por un cuerpo es directamente proporcional a su masa y al aumento (o disminución) de temperatura que experimenta.

La expresión matemática de esta relación es la ecuación calorimétrica:

Q = m·Ce·(Tf-Ti)

En palabras más simples, la cantidad de calor recibida o cedida por un cuerpo se calcula mediante esta fórmula, en la cual m es la masa, Ce es el calor específico, Ti es la temperatura inicial yTf la temperatura final.  Por lo tanto Tf – Ti = ΔT (variación de temperatura).

Nota: La temperatura inicial (Ti) se anota también como T 0 o como t 0 .

Si Ti > Tf el cuerpo cede calor Q < 0

Si Ti < Tf el cuerpo recibe calor Q > 0

Se define calor específico (Ce) como la cantidad de calor que hay que proporcionar a un gramo de sustancia para que eleve su temperatura en un grado centígrado. En el caso particular del aguaCe vale 1 cal/gº C ó 4,186 J.

El calor específico puede deducirse de la ecuación anterior. Si se despeja Ce de ella resulta:

Un ejemplo:

Sabiendo que el hierro tiene, en calorías por gramo, un calor específico de 0,12 ¿Cuántas calorías necesitamos para aumentar en un grado la temperatura de 200 gramos de hierro?

0,12= Calorías /(200*1)

0,12*(200*1)=Calorías

0,12*200=Calorías

24=Calorías

Por tanto necesitaríamos 24 calorías para aumentar en un grado la temperatura de 200 gramos de hierro.

Sin embargo hay algo importante que debemos saber, y es queel Sistema Internacional de Unidades de Medida expresa el calor específico en Julios por kilogramo por grado Kelvin en vez de en Calorías por gramo por grado Celsius.

Utilizando el calor específico del agua tenemos que

c = 1 cal/(gramo * ºCelsius) 

Sin embargo, utilizando el Sistema Internacional de Unidades de Medida, entonces el calor específico del agua es:

c = 4186 Julio/(kilogramo * ºKelvin)

Así, sabiendo el Calor Específico de una sustancia según el Sistema internacional de Unidades de Medida, es decir, en J/(Kg*ºK) podemos calcularlo en cal/(gramo*ºC) dividiendo dicha cifra por 4186. Mientras, si sabemos el calor específico en cal/(gramo*ºC) podemos calcularlo en J/(kg*ºK) multiplicando dicha cifra por 4186. 

Tenemos por tanto que4186 es el factor de conversión entre el calor específico medido en J/(kg*ºK) y el medido en cal/(gramo*ºC).