Primer principio de la termodinámica

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El primer principio de la termodinámica o primera ley de la termodinámica,[1] es "La energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma":

En un sistema cerrado adiabático (que no hay intercambio de calor con otros sistemas o su entorno como si estuviera aislado) que evoluciona de un estado inicial \mathcal{A} a otro estado final \mathcal{B}, el trabajo realizado no depende ni del tipo de trabajo ni del proceso seguido.

Más formalmente, este principio se descompone en dos partes;

Este enunciado supone formalmente definido el concepto de trabajo termodinámico, y sabido que los sistemas termodinámicos sólo pueden interaccionar de tres formas diferentes (interacción másica, interacción mecánica e interacción térmica). En general, el trabajo es una magnitud física que no es una variable de estado del sistema, dado que depende del proceso seguido por dicho sistema. Este hecho experimental, por el contrario, muestra que para los sistemas cerrados adiabáticos, el trabajo no va a depender del proceso, sino tan solo de los estados inicial y final. En consecuencia, podrá ser identificado con la variación de una nueva variable de estado de dichos sistemas, definida como energía interna.

Se define entonces la energía interna, U, como una variable de estado cuya variación en un proceso adiabático es el trabajo intercambiado por el sistema con su entorno:

 \Delta U = Q + \ W

Cuando el sistema cerrado evoluciona del estado inicial A al estado final B pero por un proceso no adiabático, la variación de la Energía debe ser la misma, sin embargo, ahora, el trabajo intercambiado será diferente del trabajo adiabático anterior. La diferencia entre ambos trabajos debe haberse realizado por medio de interacción térmica. Se define entonces la cantidad de energía térmica intercambiada Q (calor) como:

Q = \Delta U + W\,

Siendo U la energía interna, Q el calor y W el trabajo.Por convenio, Q es positivo si va del ambiente al sistema, o negativo si lo ha perdido el sistema y W, es positivo si lo realiza el ambiente contra el sistema y negativo si está realizado por el sistema.

Esta definición suele identificarse con la ley de la conservación de la energía y, a su vez, identifica el calor como una transferencia de energía. Es por ello que la ley de la conservación de la energía se utilice, fundamentalmente por simplicidad, como uno de los enunciados de la primera ley de la termodinámica:

La variación de energía de un sistema termodinámico cerrado es igual a la diferencia entre la cantidad de calor y la cantidad de trabajo intercambiados por el sistema con sus alrededores.

En su forma matemática más sencilla se puede escribir para cualquier sistema cerrado:

 \Delta U = Q - W\,

donde:

\Delta U\, es la variación de energía del sistema,
 Q\, es el calor intercambiado por el sistema a través de unas paredes bien definidas, y
 W\, es el trabajo intercambiado por el sistema a sus alrededores.

Historia[editar]

Durante la década de 1840, varios físicos entre los que se encontraban Joule, Helmholtz y Meyer, fueron desarrollando esta ley. Sin embargo, fueron primero Clausius en 1850 y Thomson (Lord Kelvin) un año después quienes escribieron los primeros enunciados formales.[2] [3]

Descripción[editar]

La forma de transferencia de energía común para todas las ramas de la física -y ampliamente estudiada por éstas- es el trabajo.

Dependiendo de la delimitación de los sistemas a estudiar y del enfoque considerado, el trabajo puede ser caracterizado como mecánico, eléctrico, etc. pero su característica principal es el hecho de transmitir energía y que, en general, la cantidad de energía transferida no depende solamente de los estados iniciales y finales, sino también de la forma concreta en la que se lleven a cabo los procesos.

El calor es la forma de transferencia de un tipo de energía particular, propiamente termodinámica, que es debida únicamente a que los sistemas se encuentren a distintas temperaturas (es algo común en la termodinámica catalogar el trabajo como toda trasferencia de energía que no sea en forma de calor). Los hechos experimentales corroboran que este tipo de transferencia también depende del proceso y no sólo de los estados inicial y final.

Sin embargo, lo que los experimentos sí demuestran es que dado cualquier proceso de cualquier tipo que lleve a un sistema termodinámico de un estado A a otro B, la suma de la energía transferida en forma de trabajo y la energía transferida en forma de calor siempre es la misma y se invierte en aumentar la energía interna del sistema. Es decir, que la variación de energía interna del sistema es independiente del proceso que haya sufrido. En forma de ecuación y teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico esta ley queda de la forma:

 \Delta U= \ Q + \ W\,

Así, la Primera Ley (o Primer Principio) de la termodinámica relaciona magnitudes de proceso (dependientes de éste) como son el trabajo y el calor, con una variable de estado (independiente del proceso) tal como lo es la energía interna.

Aplicaciones de la Primera Ley[editar]

Sistemas cerrados

Un sistema cerrado es uno que no tiene intercambio de masa con el resto del universo termodinámico. También es conocido como masa de control. El sistema cerrado puede tener interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, así como puede realizar trabajo a través de su frontera. La ecuación general para un sistema cerrado (despreciando energía cinética y potencial y teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico) es:

\Delta U = Q + W\,

Donde Q es la cantidad total de transferencia de calor hacia o desde el sistema, W es el trabajo total e incluye trabajo eléctrico, mecánico y de frontera; y U es la energía interna del sistema.

Sistemas abiertos

Un sistema abierto es aquel que tiene entrada y/o salida de masa, así como interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, también puede realizar trabajo de frontera.

La ecuación general para un sistema abierto en un intervalo de tiempo es:

Q + W + \sum_{in} m_{in} (h + \frac1 2 V^{2} + gz)_{in}-\sum_{out} m_{out} (h + \frac1 2 V^{2} + gz)_{out} = \Delta U_{sistema}

O igualmente;

Q + W + \sum_{in} m_{in} \theta_{in}-\sum_{out} m_{out} \theta_{out} = \Delta U_{sistema},

donde;

in representa todas las entradas de masa al sistema.
out representa todas las salidas de masa desde el sistema.
\theta es la energía por unidad de masa del flujo y comprende la entalpía, energía potencial y energía cinética: \theta = h + \frac1 2 V^{2} + gz

La energía del sistema es:

E_{sistema} = U + \frac1 2 m V^{2} + mgz

La variación de energía del sistema en el intervalo de tiempo considerado (entre t0 y t) es:

\Delta E_{sistema} = \int_{t_0}^t \frac{dE}{dt}dt
Sistemas abiertos en estado estacionario

El balance de energía se simplifica considerablemente para sistemas en estado estacionario (también conocido como estado estable). En estado estacionario se tiene \Delta E_{sistema} = 0, por lo que el balance de energía queda:

Q - W + \sum_{in} m_{in} (h + \frac1 2 V^{2} + gz)_{in}-\sum_{out} m_{out} (h + \frac1 2 V^{2} + gz)_{out} = 0
Sistema aislado

Es aquel sistema en el cual no hay intercambio ni de masa ni de energía con el exterior.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. En español (como en francés), a diferencia del inglés — por ejemplo, First law of thermodynamics—, se usa la palabra «principio» para designar leyes naturales que no pueden demostrarse explícitamente, sin embargo se pueden medir y cuantificar observando los resultados que producen.
  2. Clausius, R. (1850). «Über die bewegende Kraft der Wärme». Annalen der Physik und Chemie 79:  pp. 368-397, 500-524. http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k15164w/f384.table. Consultado el 23 de septiembre de 2009. 
  3. Thomson, W. (Lord Kelvin) (1851). «On the Dynamical Theory of Heat, with Numerical Results Deduced from Mr Joule’s Equivalent of a Thermal Unit, and M. Regnault’s Observations on Steam». Transactions of the Royal Sociey of Edinburgh 20:  pp. 261-268, 289-298. 

Enlaces externos[editar]