Representación Gráfica de Distintas Transformaciones Termodinámicas

Interpretación del Diagrama de Clapeyron

Los estados termodinámicos se pueden representar mediante un punto en el espacio o en el plano (diagrama de Clapeyron). De la misma manera, podemos representar las transformaciones cuando el gas en estudio posee un estado inicial o un estado final debido a la variación del valor de una variable (p, v, t), aunque algunas de ellas puedan permanecer constantes.

La superficie generada por esa transformación representa el trabajo termodinámico generado por el gas, que puede ser positivo o negativo según se trate de una expansión o compresión, respectivamente.

Representación Gráfica de Transformaciones Reversibles

En una transformación reversible, el estado final logrado por el sistema es igual al estado inicial. En una transformación reversible puede existir trabajo neto positivo, negativo o nulo. El trabajo neto es nulo cuando el sistema vuelve al estado inicial por el mismo camino recorrido.

El siguiente esquema es un ejemplo típico de una representación gráfica reversible con trabajo neto positivo.

El gas que se encuentra en el estado termodinámico 1 (P1, V1, T1) pasa al estado termodinámico 2 (P2, V2, T2) debido a que se modifican sus 3 variables. Esta transformación se realizó por el camino A y dado que A es una expansión, el trabajo W1 es positivo y está representado por la expresión: 1-A-2-V2-V1. Luego, el gas con un estado termodinámico 2 (P2, V2, T2) vuelve por el camino B al estado inicial 1 (P1, V1, T1).

El trabajo que se obtiene en este caso es negativo dado que la transformación de 2 a 1 es una compresión y está representado así: 2-B-1-V1-V2. En este caso, el estado inicial y el estado final son idénticos, es decir, que el gas mediante dos transformaciones realizó un ciclo con trabajo neto positivo, dado que según apreciamos: 1-A-2-V2-V1 es inverso de 2-B-1-V1-V2. Como conclusión, podemos decir que en toda transformación reversible realizada por un gas existe un trabajo neto que es positivo o negativo según su mayor o menor expansión o compresión, respectivamente.

Representación Gráfica de una Transformación Isobárica (P, constante)

En toda transformación isobárica, la representación en el diagrama de Clapeyron es una recta paralela al eje de las abscisas. Puede tratarse de una compresión según la figura A, donde el trabajo realizado es sobre el sistema, por lo tanto W es negativo. El caso opuesto es el de la figura B, donde se trata de una expansión con un W positivo.

Representación Gráfica de una Transformación Isocórica o Isométrica (V, constante)

Debido a que no hay cambio de volumen, no existe trabajo realizado. En la representación del diagrama de Clapeyron se obtiene un segmento de recta paralela al eje de las ordenadas y según el sentido puede haber aumento o disminución de presión.

Representación Gráfica de una Transformación Isotérmica (T, constante)

En toda transformación a temperatura constante se obtiene un trabajo que puede ser positivo o negativo según se trate de una expansión o una compresión, respectivamente.

Representación Gráfica de una Transformación Adiabática

Durante esta transformación permanece constante la cantidad de calor y no hay intercambio del mismo con el medio ambiente. Lógicamente, igual que en las demás transformaciones, el trabajo representado será positivo o negativo según se trate de una expansión o compresión, respectivamente.

Comparación entre Calor y Trabajo

Desde el punto de vista termodinámico, el calor queda definido como la forma de energía que se transmite a través del límite de un sistema cuando este se encuentra a mayor temperatura que otro sistema, es decir, la transmisión de calor solo ocurre cuando hay una diferencia de temperatura entre dos sistemas. Por lo tanto, si el calor de un sistema se pone de manifiesto cuando cruza su límite, podemos decir:

  • El calor y el trabajo son fenómenos de límite, es decir, ambos se observan solamente en los límites del sistema.
  • El calor y el trabajo representan la energía que cruza el límite del sistema cuando el sistema cambia de estado.

Principios de la Termodinámica

La termodinámica está basada en la observación experimental de los fenómenos referentes a la energía calorífica y su transformación en trabajo externo o mecánico. De tales observaciones se han enunciado 4 principios:

A) Principio 0

Dos sistemas en equilibrio térmico con un tercero, están en equilibrio térmico entre sí. El equilibrio térmico se alcanza cuando dos sistemas se ponen en contacto a través de una pared, en cuyo caso tendrán la misma temperatura.

B) Primer Principio

El primer principio, también denominado principio de la equivalencia, establece una relación de carácter cuantitativo entre el calor y el trabajo. La equivalencia entre el trabajo y el calor fue descubierta en 1797 por el norteamericano Thompson.

C) Segundo Principio

El segundo principio establece una relación cualitativa entre el calor y el trabajo mecánico, resultando más fácil convertir el trabajo mecánico en calor que a la inversa transformar el calor en trabajo.

D) Tercer Principio

El tercer principio, relativo a la función entropía, cuyo estudio lo haremos más adelante, establece que la entropía de una sustancia tiende a cero a medida que su temperatura se acerca al 0 absoluto.

Primer Principio Aplicado a Ciclos

El primer principio de la termodinámica se enuncia así:”El calor puede ser transformado en trabajo o viceversa, y existe una relación constante entre la cantidad de calor y el trabajo producid”.

Este principio es una consecuencia del principio de la conservación de energía, aplicado a procesos que se realizan con intercambio de calor. Aplicando el primer principio a un sistema cerrado que solo intercambia trabajo y calor con el medio exterior mientras recorre un ciclo, se observa lo siguiente:

  • Si el sistema realizó un trabajo, suministró calor.
  • Si el sistema recibió calor, suministró trabajo.
  • Existe una relación constante entre la energía térmica y mecánica.

1ra Ley de Gay-Lussac

Si mantenemos constante la presión de una masa de gas observaremos que haciendo aumentar su temperatura, aumenta su volumen. De tal manera que podemos enunciar la primera ley de Gay-Lussac de la siguiente manera:”En una masa gaseosa mantenida a presión constante, el volumen aumenta proporcionalmente con la temperatur”.

2da Ley de Gay-Lussac

De la misma manera que en la primera ley, pero ahora manteniendo constante el volumen de una masa gaseosa, la podemos enunciar así:”En una masa gaseosa mantenida a un volumen constante, la presión aumenta proporcionalmente al aumento de temperatur”.

Ley de Boyle-Mariotte

Se refiere a los gases encerrados en un recipiente. Se observa que si un gas se comprime (temperatura constante) disminuye su volumen, aumentando su presión.

Boyle, independientemente de Mariotte, estudió las relaciones que existen entre esa disminución de volumen y el aumento de presión y enunció la siguiente regla:”A temperatura constante, las variaciones de volumen que experimenta un gas son inversamente proporcionales a su presió”.

Vaso de Dewar

: Son los mejores recipientes a paredes
adiabaticas, son frascos de doble pared entre los cuales
se ha hecho el vacio, sus caras internas llevan un baño
de plata
Ecuacion general de ls gases: Esta ley reune en un solo
enunciado las leyes de B-M y de G-L.
A -273° el volumen final a la temperratura t (Vt) de la
primera ley de G-L era igual a 0, en realidad el volumen
final de cualquier gas en el 0 absoluto no desaparece
sino que desaparece la energia que posee dicho gas,
es decir que a -273° es imposible sacar energia de un
cuerpo, se parte de esta ecuacion : Vt=V0+1/273.V0
A menos de 273° la igualdad nos queda:
Vt=V0+(-273/273) V0
De tal manera que la expresion final seria: Vt=V0-V0=0
Para la obtencion de la ecuacion general de los gases
se parte de un gas que se encuentra a 0°C y la presion
normal de una atmosfera, el objetivo de esta deduccion
es obtener la ecuacion de estado de un gas y luego la
ecuacion general de un gas
P0.V0/T0=P.V/T= ecuacion estado,final PV=nRT