Practica I Relaciones Entre Las Capacidades Calorificas De Ungas
Páginas: 13 (3062 palabras)
Publicado: 29 de septiembre de 2012
OBJETIVO
El alumno determinará el valor de la relación Cp / Cv para el aire, por el método de Clément y Desormes
INTRODUCCIÓN TEÓRICAE
El sistema macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. El estado de un sistema macroscópico en equilibrio puede describirse mediante propiedades mediblescomo la temperatura, la presión o el volumen, que se conocen como variables termodinámicas. Ahora bien, en el análisis de sistemas tiene vital importancia la cuantificación del "calor", el cual se refiere a la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura.
La primera ley de la termodinámica da una definiciónprecisa del calor, otro concepto de uso corriente. Cuando un sistema se pone en contacto con otro más frío que él, tiene lugar un proceso de igualación de las temperaturas de ambos. El primer principio de la termodinámica identifica el calórico, o calor, como una forma de energía. Puede convertirse en trabajo mecánico y almacenarse, pero no es una sustancia material. Experimentalmente se demostró queel calor, que originalmente se medía en unidades llamadas calorías, y el trabajo o energía, medidos en julios, eran completamente equivalentes. Una caloría equivale a 4,186 julios.
El primer principio es una ley de conservación de la energía. Afirma que, como la energía no puede crearse ni destruirse (dejando a un lado las posteriores ramificaciones de la equivalencia entre masa y energía) lacantidad 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 del sistema. El calor y el trabajo son mecanismos por los que los sistemas intercambian energía entre sí.
En toda transformación entre calor y trabajo la cantidad de calor entregada a un sistema, es igual altrabajo realizado por el sistema, más la variación de su energía interna.
∆E =Q+W
Dónde:
∆E=Variación de la energía interna del sistema
Q =Cantidad de calor transferido
W =Trabajo realizado por el sistema
Consideraciones:
* El calor se considera positivo si entra en el sistema.
* El calor se considera negativo si sale del sistema.
* El trabajo se considera positivo si elsistema realiza trabajo sobre el exterior.
* El trabajo se considera negativo si el exterior realiza trabajo sobre el sistema.
El trabajo desarrollado por un gas esta dado por:
W=VoVfPdV
Dónde:
P=Presión del gas
dV =Diferencial de volúmen
W =Trabajo realizado por el gas
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculastienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sóloestán limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T). La Ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión (Proceso Isotérmico). La Ley deCharles y Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta (Proceso Isobárico). La combinación de estas dos leyes proporciona la Ley de los Gases Ideales pV = nRT (n es el número de moles), también llamada Ecuación de Estado del Gas Ideal. La constante de la derecha, R, es una constante universal cuyo descubrimiento fue una...
El alumno determinará el valor de la relación Cp / Cv para el aire, por el método de Clément y Desormes
INTRODUCCIÓN TEÓRICAE
El sistema macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. El estado de un sistema macroscópico en equilibrio puede describirse mediante propiedades mediblescomo la temperatura, la presión o el volumen, que se conocen como variables termodinámicas. Ahora bien, en el análisis de sistemas tiene vital importancia la cuantificación del "calor", el cual se refiere a la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura.
La primera ley de la termodinámica da una definiciónprecisa del calor, otro concepto de uso corriente. Cuando un sistema se pone en contacto con otro más frío que él, tiene lugar un proceso de igualación de las temperaturas de ambos. El primer principio de la termodinámica identifica el calórico, o calor, como una forma de energía. Puede convertirse en trabajo mecánico y almacenarse, pero no es una sustancia material. Experimentalmente se demostró queel calor, que originalmente se medía en unidades llamadas calorías, y el trabajo o energía, medidos en julios, eran completamente equivalentes. Una caloría equivale a 4,186 julios.
El primer principio es una ley de conservación de la energía. Afirma que, como la energía no puede crearse ni destruirse (dejando a un lado las posteriores ramificaciones de la equivalencia entre masa y energía) lacantidad 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 del sistema. El calor y el trabajo son mecanismos por los que los sistemas intercambian energía entre sí.
En toda transformación entre calor y trabajo la cantidad de calor entregada a un sistema, es igual altrabajo realizado por el sistema, más la variación de su energía interna.
∆E =Q+W
Dónde:
∆E=Variación de la energía interna del sistema
Q =Cantidad de calor transferido
W =Trabajo realizado por el sistema
Consideraciones:
* El calor se considera positivo si entra en el sistema.
* El calor se considera negativo si sale del sistema.
* El trabajo se considera positivo si elsistema realiza trabajo sobre el exterior.
* El trabajo se considera negativo si el exterior realiza trabajo sobre el sistema.
El trabajo desarrollado por un gas esta dado por:
W=VoVfPdV
Dónde:
P=Presión del gas
dV =Diferencial de volúmen
W =Trabajo realizado por el gas
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculastienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sóloestán limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T). La Ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión (Proceso Isotérmico). La Ley deCharles y Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta (Proceso Isobárico). La combinación de estas dos leyes proporciona la Ley de los Gases Ideales pV = nRT (n es el número de moles), también llamada Ecuación de Estado del Gas Ideal. La constante de la derecha, R, es una constante universal cuyo descubrimiento fue una...
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