Appunti teoria Fisica tecnica

Energia e proprietà della materia

Conservazione e trasformazione

dQ - dW = du + d(ep)

Conservazione totale

Conservazione massa

dU = Q - W

Entropia e scambio energetico

Calore specifico: calore che si scambia solo con l'esterno

Calore e energia interna a livello microscopico

Sistema reale e sistema chiuso con energia cinetica e potenziale

ID.prop.T. politropica

Lavoro

Lavoro (W) = ∫(from V1 to V2) PdV

Lavoro: C/ET. isoterma P · V = cost

T. isobara P1V1 + W12 = P2V2

Conservazione della massa

m_i - m_o = 0

Energia e conservazione globale

dE_sys/dt= ∑_i(ṁ _ie _i)– e _o ṁ _o+ ẇ – q̇

Conservazione massa dṁ/ dt= ∑ṁ _k – ∑ṁ _o

Il primo principio della termodinamica

Entropia e sistemi chiusi

v = cost (w_s ^d = 0)

H = U + PV (j) [ΔH = q]

Sistemi chiusi e aperti

Sistema chiuso, sistema aperto: scambio di materia con l'ambiente

Termini differenziali

dU = ⨌ẇ δw

Conservazione della massa = 0 ṁ _i - ṁ _o = 0

Calore specifico e sistemi aperti

Calore con scambio calore con l'esterno

Lavoro (W) = ∫ F·d(s) (est. ed entrambi) scambio in energia

Ai limiti sui bordi del sist. (no integrali = la legge della dinamica di Newton). Fondi entr. e sup. es.

Energia totale / PERA

Sistemi eterogenei e interscambio energetico

Magnoscalare

Intercambio con energia (1 - 3)

Energia a livello microscopico

In chimica (forense) situazioni intermedie

Scambio energetico significativo con il sistema nel momento (si adatta approfondito)

Lavoro: C/E

w = ∫ Fxdx

F → dF = APdTw = pdV

Ipotesi/consumo

Trasforma Zpropano/peton, fisico→ si adatta

T_ISOTERMA PV = cost

T_ISOBARA V = cost(P2 + P1) = 3v₁v₂ w = pdV w₁1 - w₂2

Lavoro dipendente dal percorso

T_POLITROPICA PV^nv = cost

Lavoro di C/E: W₁₂ = ∫ F • dx SW = p dV

Trasformazione isoterma

Legge di Boyle: pV = p₁V₁ = p₂V₂

Isobara

PoliDenomio

Conservazione della massa (kg/s)

dm/dt

Conservazione dell'energia totale

de/dt = ∑

Gas ideali

• Privi di volume reale
• Esclusivamente di molecole - lontanissime
• Urti casuali fra di loro e con le pareti
• Urti elastici - nessuna cessione di energia
• Con energia puntuale e immutata negli istanti del tempo

Esperimento di Joule

Espansione libera U _{gas ideale}

Se gas molto rarefatto ∂T = 0

Adiabatico - ambiente isolato

Allora U = U(T, V)

1. ∂U = 0 ∂U = (∂U/∂T)_v ∂T + (∂U/∂P)_T ∂V
2. Allora U dipende solo da T
3. Si può scrivere che l'energia interna dipende solo da T per i gas ideali

Legge di Van der Waals

Stati corrispondenti

In parole: si vede che gas reali occupano meno volume di quello che ci dovremmo aspettare secondo la legge dei gas ideali perché attratti l'uno con l'altro. Dunque si vede che i composti occupano meno che si comportano similmente a gas ideali.

pv² = _p/^RT; v = _γ/^p; γ = _pv/^RT; v = _RT/^p; v_molare = _v/ⁿ = _pv/^RT; _m/ⁿ = _PV/^RT; m = _PV/^RT; M = _pV/^R_gT con R_g = _R/^m

Differenza C_p-C_v per un gas ideale

Abbiamo C_p = (∂h/∂T)_p; C_v = (∂u/∂T)_v

Supponiamo che nei gas perfetti u = u(t) → C_v = du/dT

Inoltre svolgimento pv = g(t) avremo h = h(t) → C_p = dh/dt

1 = (u+_pV/^m=d(t);_d(t))/_m; d(t) = h(t)→ Possiamo calcolare le variazioni finite di en. interno ed entalpia per gas perfetti

C