(2/5) Fisica tecnica ambientale: Termodinamica

Termodinamica & Controllo del Microclima

• Termodinamica: Scienza che studia la trasformazione di una forma di energia in altre forme
• Sistema: Regione dello spazio limitata o quantita’ di materia definita
• Sistema Aperto: Scambio di energia e massa
• Sistema Chiuso: Scambio di sola energia con l’ambiente
• Sistema Isolato o Adiabatico: Impedisce lo scambio di calore
• Sistema Diatermico: Scambia calore con l’ambiente
• Termodinamica Classica: Approccio macroscopico sperimentale, permette di definire il sistema per mezzo di alcune grandezze misurabili (grandezze obiettive). Vantaggio di stabilire un sistema con poche grandezze in gioco.
• Sistema Omogeneo: Una sola fase
• Sistema Eterogeneo: Piu’ fasi
• Corpo in Condizioni di Equilibrio:
• 1. Equilibrio Meccanico: Uniformita’ di pressione nel sistema
• 2. Equilibrio Chimico: No reazioni chimiche
• 3. Equilibrio Termico: No flussi di calore (Temp = T sistema)
• Affinché ci sia equilibrio meccanico e termico è necessario che le grandezze di stato siano costanti:

• Massa (m)
• Energia (E)
• Temperatura (T)
• Volume Specifico (V)
  • Pressione (P)

Cost.

Grandezze di Stato:

• Estensive: V, M, U (dipendono dalla materia presente)
• Intensive: T, P (non dipendono dalla materia presente)

temperatura

SISTEMA 1 (p1 V1)

SISTEMA 2 (p2 V2)

PARTIZIONE adiabatica (no scambio di calore)

PARTIZIONE diatermica (scambio calore)

I valori di p e V dei due sistemi tendono a raggiungere "equilibrio":

f (p1 V1, p2 V2) = 0

Esiste una grandezza di stato della temperatura che assume lo stesso valore in due sistemi che, posti a contatto termico tra loro, hanno raggiunto le condizioni di equilibrio.

principio della termodinamica

f (p1, V1) = T

f (p2, V2) = T

CALORE: entità scambiata tra sistema e ambiente grazie a una differenza di temperatura

REGOLA DI GIBBS: per la descrizione fisica del sistema in stato di equilibrio (sist. omogeneo) è sufficiente un numero di variabili indipendenti

fasi componenti

indipendenti

Δ = C - F + 2

n _fasi componenti _com n _independenti ≠ 0

Esem. n _non comp. = (c=1) e _omogeneo (f=1)

Δ = 1 - 1 + 2

f (p, V, T) = 0 → x _{gas perfetto} PV = RT → R = ^P_s/_M

equazione di stato

PV = RT

W_U m^{pv nRT}

Se il sistema compie una trasf. termodinamica in cui passa da uno stato di equilibrio A a B, la differenza tra il calore scambiato dal sistema e il lavoro compiuto dal corpo è uguale alla variazione di ​U (en. interna) e resta la stessa, assumendo lo stesso valore che dipende dagli stati di equilibrio A e B.

Energia interna

∆U = ∫Q - ∫L

Entropia

dQ/T

Calore specifico

dQ/dT

Variazione di temperatura ΔT a seguito di somministrazione di calore dQ.

du = (∂U/∂T)_v dT + (∂U/∂V)_T dV

Differenziale esatto dell'energia interna U nelle variabili T, V.

Se la trasf. è isocora → dV = 0

dQ = dV → per il primo principio

calore specifico a volume costante

c_v = (∂U/∂T)_V → du = c_v dT

per processo a volume costante reversibile

dQ = du = c_v dT

Entalpia ⇒ H = U + pV

Proprietà termodinamiche gas perfetti

• Legge di Boyle-Mariotte (isoterma)

se T = cost → pV = cost

• Legge di Gay-Lussac (isocora)

se V = cost → p = p_o (1 + βΔT) coeff. di dilatazione

• Legge di Volta (isobara)

se p = cost → V = V_o (1 + αΔT) coeff. di dilatazione

TRASFORMAZIONI

trasformazione ideale

trasformazione reversibile

trasformazione irreversibile

trasformazione quasi statica

E' quella da considerare il massimo trasferimento di energia senza dissipazioni (nei: sistema - nel: mezzo) ideale - non reale

Alla fine della trasformazione sistema e mezzo tornano alle condizioni iniziali

Le trasformaz. di calore sono sempre irreversibili

Trasse: di calore da sistema a mezzo attraverso ΔT

nel verso contrario mezzo caldo a sistema freddo

Per non passare calore

Non c'è ΔT vasto calore a sistema T max

Efficienza (se non c'è ΔT, non c'è calore)

Piccolo ΔT che consenta pass. di calore reversibile

Formulazione di Carnot

Non è possibile la completa trasformazione del calore in lavoro ma è possibile il contrario

Il RENDIMENTO E' T₂ / T₁ pertanto non è possibile la completa trasformazione

ΔU = ΣQ - ΣL (1º principio)

ΣQ = ΣL se ΔU = 0 (ciclo continuo)

L = Q₁ - Q₂

η = (Q₁ - Q₂) / Q₁

lavoro ottenuto

rapporto di calore immesso

Rendimento

Exergia

E' il max ottenibile da un calore a una temperatura

L = Q₁(1 - T₂/T₁)

All'aumentare di t₁ aumenta t_M (rapporto tra t₂)

Il calore in quanto può produrre lavoro tanto maggiore quanto maggiore è t_M; esso è "disperso"

Dato insieme di entropia associato tenta più il calore diventa lavoro "utile"

1° aumento entropia aumento degradazione calore

Anersia

E' la quantità di calore che non esista a trasformare

Q_n - Q_n (1 - T₂/T_M)

Q_n - Q_n + Q_AT₂/T_A + Q_AT₂

Esiste un piano termodinamico e entropia su cui è facile individuare il calore scambiato

dq/T₁rumento: calore acquistato

ENTROPIA

q diminuisse: