PortafoliTermo_Unidad2
Páginas: 16 (3929 palabras)
Publicado: 9 de noviembre de 2015
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE YUCATÁN
CARRERA:
INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA
MATERIA:
TERMODINÁMICA
PROFESOR:
RUDY ALMECAR TREJO TZAB
INTEGRANTES DEL EQUIPO:
ANDREA DOMINGUEZ CAAMAL
NINÍ ORTIZ VALEZ
MIGUEL CARDENAS VARGAS
CARLOS BERMEJO COLLÍ
NOEMY MARTÍNEZ PÉREZ
ACTIVIDAD:
PORTAFOLIO DE EVIDENCIAS UNIDAD 2
FECHA DE ENTREGA:
19 DE OCTUBRE DEL 2015
Lunes 14 deseptiembre:
“primera ley de la termodinámica”
La primera ley de la termodinámica establece que: “la energía no se crea ni se
destruye solo se transforma”, es decir, que para una cantidad de energía que
desaparece otra de la misma aparecerá en una cantidad igual a la cantidad
desaparecida. Como ejemplo, consideremos una cantidad de calor agregada al
sistema, esta cantidad dará lugar a un incremento de laenergía interna del sistema
y al calor del sistema.
Si designamos a Δu como la energía interna, de acuerdo con la primera lay de la
termodinámica obtenemos que:
ΔE= Q – W
Aunque acerca del signo del trabajo aún hay discrepancias entre la comunidad
científica sobre si es negativo o positivo, el problema está en la perspectiva que se
le aplica, sin embargo utilizaremos la fórmula tal y como estáarriba.
Cada sistema tiene sus propias características y las podemos clasificar según éstas:
Sistema abierto:
En este tipo de sistema el calor y la materia salen y entran al sistema, esto quiere
decir que n (número de moles) y Q (calor) no permanecen constantes
Q yn
:
T en un sistema cerrado:
En este sistema la materia permanece constate, es decir no habrá intercambio de
ésta, sin embargo elcalor seguirá saliendo y entrando.
Q
Sistema aislado:
En este sistema no se da un intercambio de calor ni de materia por lo que las dos
son constantes.
Qyn
En la primera ley de la termodinámica estaremos estudiando:
ΔU (energía interna), ΔH (entalpía), W (trabajo) y Q (calor), éstas se subclasifican
en:
Funciones de estado (ΔU y ΔH):
Se llaman así por que únicamente dependen del estadoinicial y final del sistema.
Estos no dependen de la trayectoria, si planteamos una gráfica P vs V veremos que
no importa cómo llegamos del estado inicial al estado final, más bien sólo dependen
del estado.
Tomando como ejemplo a la energía interna sabemos que:
ΔU= U2 – U1
Entonces si trazamos dos trayectorias para llegar del estado U1 al estado U2
U2
U1
Veremos que, aunque se toman diferentestrayectorias ΔU siempre será igual a U1U2.
Funciones de trayectoria (W y Q):
Son llamadas así porque la magnitud de estas dos depende de la forma en que se
efectúa el paso del estado uno al estado 2
Si trazamos una gráfica P vs V tenemos que el área bajo la curva pertenece al
trabajo:
Como vemos el área depende de cómo se llega del estado 1 al 2.
21 de septiembre de 2015
Considerando cualquiersistema:
∆u = Q – W ; Es el total
∆u = dq – dW; Es la diferencia
Si se trabaja con gases tenemos que W corresponde al trabajo de compresión
W= F. d ; El trabajo es igual a una fuerza multiplicada por la distancia en la cual esta
actúa
Consideremos un cilindro, figura 3-2, de sección transversal A ajustado
con un pistón p.
dL
dl
Figura 1 Trabajo de la Presión volúmen
Entonces como la presión es unafuerza por unidad de área, la fuerza total que actúa
sobre el pistón es f = pA. Si éste se desplaza
ahora una distancia dL, , el trabajo dw realizado es
p=La
presión externa
P= presión interna ejercida por el gas
dW=F.dL
p= 𝐹/𝐴
P=
(∩ RT)
V
Pero Adl es un elemento de volumen, dV, barrido por el émbolo en su
rnovimiento. De aquí
dw=p.A.DL
dw=p.dV
Y por integración de los límites V2 y V1 se llega a: 𝑉2
w = ∫ 𝑝𝑑𝑉
𝑉1
𝑉2
∆E = 𝑞 − ∫ 𝑝𝑑𝑉
𝑉1
Entonces relacionando las ecuaciones previas se obtiene:
dW=dq-pdV
Donde el trabajo es positivo cuando este se realiza sobre el sistema. Y como se
necesita que el sistema esté en equilibrio entonces
p=P.
En un proceso reversible
dW=dqrev- Pdv
Entonces el trabajo reversible será:
dW rev=PdV ; Donde " P" es la presión del estado del sistema . El trabajo...
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE YUCATÁN
CARRERA:
INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA
MATERIA:
TERMODINÁMICA
PROFESOR:
RUDY ALMECAR TREJO TZAB
INTEGRANTES DEL EQUIPO:
ANDREA DOMINGUEZ CAAMAL
NINÍ ORTIZ VALEZ
MIGUEL CARDENAS VARGAS
CARLOS BERMEJO COLLÍ
NOEMY MARTÍNEZ PÉREZ
ACTIVIDAD:
PORTAFOLIO DE EVIDENCIAS UNIDAD 2
FECHA DE ENTREGA:
19 DE OCTUBRE DEL 2015
Lunes 14 deseptiembre:
“primera ley de la termodinámica”
La primera ley de la termodinámica establece que: “la energía no se crea ni se
destruye solo se transforma”, es decir, que para una cantidad de energía que
desaparece otra de la misma aparecerá en una cantidad igual a la cantidad
desaparecida. Como ejemplo, consideremos una cantidad de calor agregada al
sistema, esta cantidad dará lugar a un incremento de laenergía interna del sistema
y al calor del sistema.
Si designamos a Δu como la energía interna, de acuerdo con la primera lay de la
termodinámica obtenemos que:
ΔE= Q – W
Aunque acerca del signo del trabajo aún hay discrepancias entre la comunidad
científica sobre si es negativo o positivo, el problema está en la perspectiva que se
le aplica, sin embargo utilizaremos la fórmula tal y como estáarriba.
Cada sistema tiene sus propias características y las podemos clasificar según éstas:
Sistema abierto:
En este tipo de sistema el calor y la materia salen y entran al sistema, esto quiere
decir que n (número de moles) y Q (calor) no permanecen constantes
Q yn
:
T en un sistema cerrado:
En este sistema la materia permanece constate, es decir no habrá intercambio de
ésta, sin embargo elcalor seguirá saliendo y entrando.
Q
Sistema aislado:
En este sistema no se da un intercambio de calor ni de materia por lo que las dos
son constantes.
Qyn
En la primera ley de la termodinámica estaremos estudiando:
ΔU (energía interna), ΔH (entalpía), W (trabajo) y Q (calor), éstas se subclasifican
en:
Funciones de estado (ΔU y ΔH):
Se llaman así por que únicamente dependen del estadoinicial y final del sistema.
Estos no dependen de la trayectoria, si planteamos una gráfica P vs V veremos que
no importa cómo llegamos del estado inicial al estado final, más bien sólo dependen
del estado.
Tomando como ejemplo a la energía interna sabemos que:
ΔU= U2 – U1
Entonces si trazamos dos trayectorias para llegar del estado U1 al estado U2
U2
U1
Veremos que, aunque se toman diferentestrayectorias ΔU siempre será igual a U1U2.
Funciones de trayectoria (W y Q):
Son llamadas así porque la magnitud de estas dos depende de la forma en que se
efectúa el paso del estado uno al estado 2
Si trazamos una gráfica P vs V tenemos que el área bajo la curva pertenece al
trabajo:
Como vemos el área depende de cómo se llega del estado 1 al 2.
21 de septiembre de 2015
Considerando cualquiersistema:
∆u = Q – W ; Es el total
∆u = dq – dW; Es la diferencia
Si se trabaja con gases tenemos que W corresponde al trabajo de compresión
W= F. d ; El trabajo es igual a una fuerza multiplicada por la distancia en la cual esta
actúa
Consideremos un cilindro, figura 3-2, de sección transversal A ajustado
con un pistón p.
dL
dl
Figura 1 Trabajo de la Presión volúmen
Entonces como la presión es unafuerza por unidad de área, la fuerza total que actúa
sobre el pistón es f = pA. Si éste se desplaza
ahora una distancia dL, , el trabajo dw realizado es
p=La
presión externa
P= presión interna ejercida por el gas
dW=F.dL
p= 𝐹/𝐴
P=
(∩ RT)
V
Pero Adl es un elemento de volumen, dV, barrido por el émbolo en su
rnovimiento. De aquí
dw=p.A.DL
dw=p.dV
Y por integración de los límites V2 y V1 se llega a: 𝑉2
w = ∫ 𝑝𝑑𝑉
𝑉1
𝑉2
∆E = 𝑞 − ∫ 𝑝𝑑𝑉
𝑉1
Entonces relacionando las ecuaciones previas se obtiene:
dW=dq-pdV
Donde el trabajo es positivo cuando este se realiza sobre el sistema. Y como se
necesita que el sistema esté en equilibrio entonces
p=P.
En un proceso reversible
dW=dqrev- Pdv
Entonces el trabajo reversible será:
dW rev=PdV ; Donde " P" es la presión del estado del sistema . El trabajo...
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