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Irreversibilidad de los procesos naturales.

Según la segunda ley de la termodinámica:

La entropía de cualquier sistema aislado nunca disminuye. En un proceso termodinámico natural, aumenta la suma de las entropías de los sistemas termodinámicos que interactúan.  

Esta ley indica la irreversibilidad de los procesos naturales . Los procesos reversibles son una ficción teórica útil y conveniente, pero no ocurren en la naturaleza. De esta ley se deduce que es imposible construir un dispositivo que funcione en un ciclo y cuyo único efecto sea la transferencia de calor de un cuerpo más frío a un cuerpo más caliente. De ello se deduce que las máquinas de movimiento perpetuo del segundo tipo son imposibles.

Entropía en el cero absoluto

Según la tercera ley de la termodinámica:

La entropía de un sistema se aproxima a un valor constante a medida que la temperatura se acerca al cero absoluto.

Basado en evidencia empírica, esta ley establece que la entropía de una sustancia cristalina pura es cero en el cero absoluto de temperatura , 0 K y que es imposible mediante cualquier proceso, sin importar cuán idealizado esté, reducir la temperatura de un sistema a cero absoluto en un número finito de pasos. Esto nos permite definir un punto cero para la energía térmica de un cuerpo.

El cero absoluto es la temperatura teórica más fría, a la cual el movimiento térmico de los átomos y las moléculas alcanza su mínimo. Este es un estado en el que la entalpía y la entropía de un gas ideal enfriado alcanza su valor mínimo, tomado como 0. Clásicamente , este sería un estado de inmovilidad , pero la incertidumbre cuántica dicta que las partículas aún poseen una energía finita de punto cero . El cero absoluto se denota como 0 K en la escala Kelvin, −273.15 ° C en la escala Celsius y −459.67 ° F en la escala Fahrenheit.

Unidades de entropía

El SI unidad para la entropía es J / K . Según Clausius, la entropía se definió mediante el cambio en la entropía S de un sistema. El cambio en la entropía S, cuando se le agrega una cantidad de calor Q mediante un proceso reversible a temperatura constante, viene dado por:

Aquí Q es la energía transferida como calor hacia o desde el sistema durante el proceso, y T es la temperatura del sistema en grados Kelvin durante el proceso. Si suponemos un proceso isotérmico reversible , el cambio de entropía total viene dado por:

∆S = S ₂ – S ₁ = Q / T

En esta ecuación, el cociente Q / T está relacionado con el aumento del desorden. Mayor temperatura significa mayor aleatoriedad de movimiento. A temperaturas más bajas, la adición de calor Q provoca un aumento fraccional sustancial en el movimiento molecular y la aleatoriedad. Por otro lado, si la sustancia ya está caliente, la misma cantidad de calor Q agrega relativamente poco al mayor movimiento molecular.

Ejemplo: cambio de entropía en el hielo derretido

Calcule el cambio en la entropía de 1 kg de hielo a 0 ° C, cuando se derrite reversiblemente en agua a 0 ° C.

Dado que es un proceso isotérmico, podemos usar:

∆S = S ₂ – S ₁ = Q / T

por lo tanto, el cambio de entropía será:

∆S = 334 [kJ] / 273.15 [K] = 1.22 [kJ / K]

donde se requieren 334 kilojulios de calor para derretir 1 kg de hielo (calor de fusión latente = 334 kJ / kg) y este calor se transfiere al sistema a 0 ° C (273,15 K).

Entropía Específica

La entropía se puede convertir en una variable intensiva o específica dividiéndola por la masa. Los ingenieros usan la entropía específica en el análisis termodinámico más que la entropía misma. La entropía específica (s) de una sustancia es su entropía por unidad de masa. Es igual a la entropía total (S) dividida por la masa total (m).

s = S / m

dónde:

s = entropía específica (J / kg)

S = entropía (J)

m = masa (kg)

La entropía cuantifica la energía de una sustancia que ya no está disponible para realizar un trabajo útil. Debido a que la entropía dice mucho acerca de la utilidad de una cantidad de calor transferida en la realización del trabajo, las tablas de vapor incluyen valores de entropía específica (s = S / m) como parte de la información tabulada.

En general, la entropía específica es una propiedad de una sustancia, como la presión, la temperatura y el volumen, pero no se puede medir directamente. Normalmente, la entropía de una sustancia se da con respecto a algún valor de referencia. Por ejemplo, la entropía específica de agua o vapor se da usando la referencia de que la entropía específica del agua es cero a 0.01 ° C y presión atmosférica normal , donde s = 0.00 kJ / kg. Sin embargo, el hecho de que se desconozca el valor absoluto de la entropía específica no es un problema, porque es el cambio en la entropía específica (∆s) y no el valor absoluto lo que es importante en los problemas prácticos.

Diagramas de temperatura-entropía – Diagramas Ts

En general, las fases de una sustancia y las relaciones entre sus propiedades se muestran más comúnmente en los diagramas de propiedades . Se ha definido una gran cantidad de propiedades diferentes y existen algunas dependencias entre las propiedades.

Un diagrama de temperatura-entropía ( diagrama Ts ) es el tipo de diagrama más utilizado para analizar los ciclos del sistema de transferencia de energía. Se utiliza en termodinámica para visualizar cambios en la temperatura y entropía específica durante un proceso o ciclo termodinámico.

Esto se debe a que el trabajo realizado por o en el sistema y el calor agregado o eliminado del sistema se pueden visualizar en el diagrama Ts . Según la definición de entropía, el calor transferido hacia o desde un sistema es igual al área bajo la curva Ts del proceso.

dQ = TdS

Un proceso isentrópico se representa como una línea vertical en un diagrama Ts, mientras que un proceso isotérmico es una línea horizontal. En un estado idealizado, la compresión es una bomba, la compresión en un compresor y la expansión en una turbina son procesos isoentrópicos. Por lo tanto, es muy útil en ingeniería de energía, porque estos dispositivos se usan en ciclos termodinámicos de plantas de energía.

Tenga en cuenta que los supuestos isentrópicos solo son aplicables con ciclos ideales. Los ciclos termodinámicos reales tienen pérdidas de energía inherentes debido a la ineficiencia de los compresores y las turbinas.

Irreversibilidad de los procesos naturales.

Según la segunda ley de la termodinámica:

La entropía de cualquier sistema aislado nunca disminuye. En un proceso termodinámico natural, aumenta la suma de las entropías de los sistemas termodinámicos que interactúan.  

Esta ley indica la irreversibilidad de los procesos naturales . Los procesos reversibles son una ficción teórica útil y conveniente, pero no ocurren en la naturaleza. De esta ley se deduce que es imposible construir un dispositivo que funcione en un ciclo y cuyo único efecto sea la transferencia de calor de un cuerpo más frío a un cuerpo más caliente. De ello se deduce que las máquinas de movimiento perpetuo del segundo tipo son imposibles.

Entropía en el cero absoluto

Según la tercera ley de la termodinámica:

La entropía de un sistema se aproxima a un valor constante a medida que la temperatura se acerca al cero absoluto.

Basado en evidencia empírica, esta ley establece que la entropía de una sustancia cristalina pura es cero en el cero absoluto de temperatura , 0 K y que es imposible mediante cualquier proceso, sin importar cuán idealizado esté, reducir la temperatura de un sistema a cero absoluto en un número finito de pasos. Esto nos permite definir un punto cero para la energía térmica de un cuerpo.

El cero absoluto es la temperatura teórica más fría, a la cual el movimiento térmico de los átomos y las moléculas alcanza su mínimo. Este es un estado en el que la entalpía y la entropía de un gas ideal enfriado alcanza su valor mínimo, tomado como 0. Clásicamente , este sería un estado de inmovilidad , pero la incertidumbre cuántica dicta que las partículas aún poseen una energía finita de punto cero . El cero absoluto se denota como 0 K en la escala Kelvin, −273.15 ° C en la escala Celsius y −459.67 ° F en la escala Fahrenheit.

Ejemplo: Pistón sin fricción – Calor – Entalpía

Un pistón sin fricción se utiliza para proporcionar una presión constante de 500 kPa en un cilindro que contiene vapor de agua ( vapor sobrecalentado ) de un volumen de 2 m ³  a 500 K . Calcule la temperatura final, si se agregan 3000 kJ de calor .

Solución:

Usando tablas de vapor , sabemos que la entalpía específica de dicho vapor (500 kPa; 500 K) es de aproximadamente 2912 kJ / kg . Como en esta condición el vapor tiene una densidad de 2.2 kg / m ³ , entonces sabemos que hay alrededor de 4.4 kg de vapor en el pistón a una entalpía de 2912 kJ / kg x 4.4 kg = 12812 kJ .

Cuando usamos simplemente Q = H ₂ – H ₁ , la entalpía de vapor resultante será:

H ₂ = H ₁ + Q = 15812 kJ

De las mesas de vapor , dicho vapor sobrecalentado (15812 / 4.4 = 3593 kJ / kg) tendrá una temperatura de 828 K (555 ° C) . Dado que en esta entalpía el vapor tiene una densidad de 1.31 kg / m ³ , es obvio que se ha expandido aproximadamente 2.2 / 1.31 = 1.67 (+ 67%). Por lo tanto, el volumen resultante es 2 m ³ x 1.67 = 3.34 m ³ y ∆V = 3.34 m ³ – 2 m ³ = 1.34 m ³ .

La parte p∆V de la entalpía, es decir, el trabajo realizado es:

W = p∆V = 500 000 Pa x 1.34 m ³ = 670 kJ

Ejemplo: Balance de energía en un generador de vapor

Calcule la cantidad de refrigerante primario, que se requiere para evaporar 1 kg de agua de alimentación en un generador de vapor típico . Suponga que no hay pérdidas de energía, este es solo un ejemplo idealizado.

Balance del circuito primario

El refrigerante primario caliente ( agua 330 ° C; 626 ° F; 16MPa ) se bombea al generador de vapor a través de la entrada primaria. El refrigerante primario sale (agua 295 ° C; 563 ° F; 16MPa) del generador de vapor a través de la salida primaria.

h _{I, entrada} = 1516 kJ / kg

=> Δh _I = -206 kJ / kg

h _{I, salida} = 1310 kJ / kg

Balance del agua de alimentación

El agua de alimentación ( agua 230 ° C; 446 ° F; 6,5MPa ) se bombea al generador de vapor a través de la entrada del agua de alimentación. El agua de alimentación (circuito secundario) se calienta desde ~ 230 ° C 446 ° F hasta el punto de ebullición de ese fluido (280 ° C; 536 ° F; 6,5MPa) . El agua de alimentación se evapora y el vapor presurizado ( vapor saturado 280 ° C; 536 ° F; 6,5 MPa) sale del generador de vapor a través de la salida de vapor y continúa hacia la turbina de vapor.

h _{II, entrada} = 991 kJ / kg

=> Δh _II = 1789 kJ / kg

h _{II, salida} = 2780 kJ / kg

Balance del generador de vapor

Dado que la diferencia en entalpías específicas es menor para el refrigerante primario que para el agua de alimentación, es obvio que la cantidad de refrigerante primario será superior a 1 kg. Para producir 1 kg de vapor saturado a partir del agua de alimentación, se requiere aproximadamente 1789/206 x 1 kg = 8,68 kg de refrigerante primario.

Ejemplo: combustión de hidrógeno

Considere la combustión de hidrógeno en el aire. En una llama de hidrógeno puro, que se quema en el aire, el hidrógeno (H ₂ ) reacciona con el  oxígeno (O ₂ ) para formar agua (H ₂ O) y libera energía .

Energéticamente, el proceso se puede considerar para requerir la energía para disociar el H ₂  y O ₂ , pero entonces la unión de las H ₂ O devuelve el sistema a un estado ligado con potencial negativo . En realidad, es más negativo que los estados unidos de los reactivos, y la formación de las dos moléculas de agua es, por lo tanto, una reacción exotérmica , que libera 5,7 eV de energía. En palabras de entalpía, la entalpía de combustión es −286 kJ / mol:

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

En palabras de entalpía, la entalpía de combustión es −286 kJ / mol (energía por mol de hidrógeno molecular):

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (l) +572 kJ

El equilibrio de energía antes y después de la reacción se puede ilustrar esquemáticamente con el estado en el que todos los átomos se toman libremente como referencia para la energía.

Ejemplo: entalpía de vapor húmedo

Una etapa de alta presión de la turbina de vapor funciona en estado estable con condiciones de entrada de 6 MPa, t = 275.6 ° C, x = 1 (punto C). El vapor sale de esta etapa de la turbina a una presión de 1,15 MPa, 186 ° C yx = 0,87 (punto D). Calcule la diferencia de entalpía entre estos dos estados.

La entalpía para el estado C puede seleccionarse directamente de las tablas de vapor , mientras que la entalpía para el estado D debe calcularse utilizando la calidad del vapor:

h _{1, húmedo} = 2785 kJ / kg

h _{2, húmedo} = h _{2, s} x + (1 – x) h _{2, l}  = 2782. 0.87 + (1 – 0.87). 790 = 2420 + 103 = 2523 kJ / kg

Δh = 262 kJ / kg

Fórmulas de entalpía en unidades intensivas – Entalpía específica

La entalpía se puede convertir en una variable intensiva o específica dividiéndola por la masa . Los ingenieros usan la entalpía específica en el análisis termodinámico más que la entalpía misma. La entalpía específica (h) de una sustancia es su entalpía por unidad de masa. Es igual a la entalpía total (H) dividida por la masa total (m).

h = H / m

dónde:

h = entalpía específica (J / kg)

H = entalpía (J)

m = masa (kg)

Tenga en cuenta que la entalpía es la cantidad termodinámica equivalente al contenido total de calor de un sistema. La entalpía específica es igual a la energía interna específica del sistema más el producto de presión y volumen específico .

h = u + pv

En general, la entalpía es una propiedad de una sustancia , como la presión, la temperatura y el volumen, pero no se puede medir directamente. Normalmente, la entalpía de una sustancia se da con respecto a algún valor de referencia. Por ejemplo, la entalpía específica de agua o vapor se da usando la referencia de que la entalpía específica de agua es cero a 0.01 ° C y presión atmosférica normal , donde h _L = 0.00 kJ / kg . Sin embargo, el hecho de que se desconozca el valor absoluto de la entalpía específica no es un problema, porque es el cambio en la entalpía específica (∆h) y no el valor absoluto lo que es importante en los problemas prácticos.

Fórmulas para entalpía específica de vapor húmedo

La entalpía específica de agua líquida saturada (x = 0) y vapor seco (x = 1) se puede recoger de las mesas de vapor. En caso de vapor húmedo , la entalpía real se puede calcular con la calidad del vapor, x , y las entalpías específicas de agua líquida saturada y vapor seco:

h _húmedo = h _s x + (1 – x) h _l              

dónde

h _húmedo = entalpía de vapor húmedo (J / kg)

h _s = entalpía de vapor “seco” (J / kg)

h _l = entalpía de agua líquida saturada (J / kg)

Como se puede ver, el vapor húmedo siempre tendrá una entalpía más baja que el vapor seco.

Ejemplo:

Una etapa de alta presión de la turbina de vapor funciona en estado estable con condiciones de entrada de 6 MPa, t = 275.6 ° C, x = 1 (punto C). El vapor sale de esta etapa de la turbina a una presión de 1,15 MPa, 186 ° C yx = 0,87 (punto D). Calcule la diferencia de entalpía entre estos dos estados.

La entalpía para el estado C puede seleccionarse directamente de las tablas de vapor, mientras que la entalpía para el estado D debe calcularse utilizando la calidad del vapor:

h _{1, húmedo} = 2785 kJ / kg

h _{2, húmedo} = h _{2, s} x + (1 – x) h _{2, l}  = 2782. 0.87 + (1 – 0.87). 790 = 2420 + 103 = 2523 kJ / kg

Δh = 262 kJ / kg

Ejemplo: Pistón sin fricción – Calor – Entalpía

Un pistón sin fricción se utiliza para proporcionar una presión constante de 500 kPa en un cilindro que contiene vapor de agua ( vapor sobrecalentado ) de un volumen de 2 m ³  a 500 K . Calcule la temperatura final, si se agregan 3000 kJ de calor .

Solución:

Usando tablas de vapor , sabemos que la entalpía específica de dicho vapor (500 kPa; 500 K) es de aproximadamente 2912 kJ / kg . Como en esta condición el vapor tiene una densidad de 2.2 kg / m ³ , entonces sabemos que hay alrededor de 4.4 kg de vapor en el pistón a una entalpía de 2912 kJ / kg x 4.4 kg = 12812 kJ .

Cuando usamos simplemente Q = H ₂ – H ₁ , la entalpía de vapor resultante será:

H ₂ = H ₁ + Q = 15812 kJ

De las mesas de vapor , dicho vapor sobrecalentado (15812 / 4.4 = 3593 kJ / kg) tendrá una temperatura de 828 K (555 ° C) . Dado que en esta entalpía el vapor tiene una densidad de 1.31 kg / m ³ , es obvio que se ha expandido aproximadamente 2.2 / 1.31 = 1.67 (+ 67%). Por lo tanto, el volumen resultante es 2 m ³ x 1.67 = 3.34 m ³ y ∆V = 3.34 m ³ – 2 m ³ = 1.34 m ³ .

La parte p∆V de la entalpía, es decir, el trabajo realizado es:

W = p∆V = 500 000 Pa x 1.34 m ³ = 670 kJ

Entalpía en Unidades Intensivas – Entalpía Específica

La entalpía se puede convertir en una variable intensiva o específica dividiéndola por la masa . Los ingenieros usan la entalpía específica en el análisis termodinámico más que la entalpía misma. La entalpía específica (h) de una sustancia es su entalpía por unidad de masa. Es igual a la entalpía total (H) dividida por la masa total (m).

h = H / m

dónde:

h = entalpía específica (J / kg)

H = entalpía (J)

m = masa (kg)

Tenga en cuenta que la entalpía es la cantidad termodinámica equivalente al contenido total de calor de un sistema. La entalpía específica es igual a la energía interna específica del sistema más el producto de presión y volumen específico .

h = u + pv

En general, la entalpía es una propiedad de una sustancia , como la presión, la temperatura y el volumen, pero no se puede medir directamente. Normalmente, la entalpía de una sustancia se da con respecto a algún valor de referencia. Por ejemplo, la entalpía específica de agua o vapor se da usando la referencia de que la entalpía específica de agua es cero a 0.01 ° C y presión atmosférica normal , donde h _L = 0.00 kJ / kg . Sin embargo, el hecho de que se desconozca el valor absoluto de la entalpía específica no es un problema, porque es el cambio en la entalpía específica (∆h) y no el valor absoluto lo que es importante en los problemas prácticos.

Cambios de entalpía en reacciones químicas

Considere la combustión de hidrógeno en el aire. En una llama de hidrógeno puro, que se quema en el aire, el hidrógeno (H ₂ ) reacciona con el  oxígeno (O ₂ ) para formar agua (H ₂ O) y libera energía .

Energéticamente, el proceso se puede considerar para requerir la energía para disociar el H ₂  y O ₂ , pero entonces la unión de las H ₂ O devuelve el sistema a un estado ligado con potencial negativo . En realidad, es más negativo que los estados unidos de los reactivos, y la formación de las dos moléculas de agua es, por lo tanto, una reacción exotérmica , que libera 5,7 eV de energía. En palabras de entalpía, la entalpía de combustión es −286 kJ / mol:

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

En palabras de entalpía, la entalpía de combustión es −286 kJ / mol (energía por mol de hidrógeno molecular):

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (l) +572 kJ

El equilibrio de energía antes y después de la reacción se puede ilustrar esquemáticamente con el estado en el que todos los átomos se toman libremente como referencia para la energía.

Entalpía de vaporización

En general, cuando un material cambia de fase de sólido a líquido, o de líquido a gas, una cierta cantidad de energía está involucrada en este cambio de fase. En caso de cambio de fase de líquido a gas, esta cantidad de energía se conoce como entalpía de vaporización , (símbolo ∆H _vap ; unidad: J) también conocido como calor (latente) de vaporización o calor de evaporación. El calor latente es la cantidad de calor agregado o eliminado de una sustancia para producir un cambio de fase. Esta energía descompone las fuerzas de atracción intermoleculares, y también debe proporcionar la energía necesaria para expandir el gas (el trabajo pΔV) Cuando se agrega calor latente, no ocurre cambio de temperatura. La entalpía de la vaporización es una función de la presión a la que tiene lugar esa transformación.

Calor latente de vaporización – agua a 0.1 MPa (presión atmosférica)

h _lg = 2257 kJ / kg

Calor latente de vaporización: agua a 3 MPa (presión dentro de un generador de vapor)

h _lg = 1795 kJ / kg

Calor latente de vaporización: agua a 16 MPa (presión dentro de un presurizador )

h _lg = 931 kJ / kg

El calor de vaporización disminuye al aumentar la presión, mientras que aumenta el punto de ebullición . Se desvanece por completo en un cierto punto llamado punto crítico . Por encima del punto crítico, las fases líquida y de vapor son indistinguibles, y la sustancia se llama fluido supercrítico .

El calor de vaporización es el calor requerido para vaporizar completamente una unidad de líquido saturado (o condensar una unidad de masa de vapor saturado) y es igual a h _lg = h _g – h _l .

El calor necesario para derretir (o congelar) una unidad de masa en la sustancia a presión constante es el calor de fusión y es igual a h _sl = h _l – h _s , donde h _s es la entalpía del sólido saturado y h _l Es la entalpía del líquido saturado.

En general, la entalpía es una propiedad de una sustancia , como la presión, la temperatura y el volumen, pero no se puede medir directamente. Normalmente, la entalpía de una sustancia se da con respecto a algún valor de referencia. Por ejemplo, la entalpía específica de agua o vapor se da usando la referencia de que la entalpía específica de agua es cero a 0.01 ° C y presión atmosférica normal , donde h _L = 0.00 kJ / kg . Sin embargo, el hecho de que se desconozca el valor absoluto de la entalpía específica no es un problema, porque es el cambio en la entalpía específica (∆h) y no el valor absoluto lo que es importante en los problemas prácticos.

Entalpía específica de vapor húmedo

La entalpía específica de agua líquida saturada (x = 0) y vapor seco (x = 1) se puede recoger de las mesas de vapor. En caso de vapor húmedo , la entalpía real se puede calcular con la calidad del vapor, x , y las entalpías específicas de agua líquida saturada y vapor seco:

h _húmedo = h _s x + (1 – x) h _l              

dónde

h _húmedo = entalpía de vapor húmedo (J / kg)

h _s = entalpía de vapor “seco” (J / kg)

h _l = entalpía de agua líquida saturada (J / kg)

Como se puede ver, el vapor húmedo siempre tendrá una entalpía más baja que el vapor seco.

Ejemplo:

Una etapa de alta presión de la turbina de vapor funciona en estado estable con condiciones de entrada de 6 MPa, t = 275.6 ° C, x = 1 (punto C). El vapor sale de esta etapa de la turbina a una presión de 1,15 MPa, 186 ° C yx = 0,87 (punto D). Calcule la diferencia de entalpía entre estos dos estados.

La entalpía para el estado C puede seleccionarse directamente de las tablas de vapor, mientras que la entalpía para el estado D debe calcularse utilizando la calidad del vapor:

h _{1, húmedo} = 2785 kJ / kg

h _{2, húmedo} = h _{2, s} x + (1 – x) h _{2, l}  = 2782. 0.87 + (1 – 0.87). 790 = 2420 + 103 = 2523 kJ / kg

Δh = 262 kJ / kg

3ra energía de ionización

X ²⁺ → X ³⁺ + e ^–

Por ejemplo, solo se requieren 7.38 eV para eliminar el electrón más externo de un átomo de plomo, mientras que se requieren 88,000 eV para eliminar el electrón más interno.

Electronvoltio – Unidad de energía

Electronvoltio (unidad: eV) . Los electronvoltios son una unidad tradicional de energía, particularmente en física atómica y nuclear . Electronvolt es igual a la energía obtenida por un solo electrón cuando se acelera a través de 1 voltio de diferencia de potencial eléctrico . El trabajo realizado sobre la carga está dada por los tiempos de carga la diferencia de voltaje, por lo tanto el trabajo W en electrones es: W = qV = (1,6 x 10 ^-19 C) x (1 J / C) = 1,6 x 10 ^-19 J . Dado que esta es una unidad muy pequeña, es más conveniente usar múltiplos de electronvoltios: kiloelectrvoltios (keV), megaelectrvoltios (MeV), gigavoltios (GeV), etc. Desde que Albert Einstein demostró quemasa y energía son equivalentes y convertibles una en la otra, el electronvoltio es también una unidad de masa. Es común en la física de partículas, donde las unidades de masa y energía a menudo se intercambian, expresar la masa en unidades de eV / c ² , donde c es la velocidad de la luz en el vacío (de E = mc ² ). Por ejemplo, se puede decir que el protón tiene una masa de 938.3 MeV , aunque estrictamente hablando debería ser 938.3 MeV / c ² . Para otro ejemplo, una aniquilación electrón-positrón ocurre cuando un electrón cargado negativamente y un positrón cargado positivamente (cada uno con una masa de 0.511 MeV / c ²) chocar. Cuando un electrón y un positrón chocan, se aniquilan dando como resultado la conversión completa de su masa en reposo en energía pura (de acuerdo con la fórmula E = mc ² ) en forma de dos rayos gamma (fotones) de 0.511 MeV opuestos .

e ^– + e ⁺ → γ + γ (2x 0.511 MeV)

• 1 eV = 1,603 x 10 ^-19 J
• 1 eV = 3.83 x ^10-20 cal
• 1 eV = 1.52 x 10 ^-22 BTU

Ejemplo de energías en electronvoltios

• Los neutrones térmicos son neutrones en equilibrio térmico con un medio circundante de temperatura 290K (17 ° C o 62 ° F) . La energía más probable a 17 ° C (62 ° F) para la distribución Maxwelliana es 0.025 eV (~ 2 km / s).
• La energía térmica de una molécula está a temperatura ambiente aproximadamente 0.04 eV .
• Aproximadamente 1 eV corresponde a un fotón infrarrojo de longitud de onda de 1240 nm.
• Los fotones de luz visible tienen energías en el rango 1.65 eV (rojo) – 3.26 eV (violeta).
• La primera resonancia en la reacción n + ²³⁸ U es a 6.67 eV (energía del neutrón incidente), que corresponde al primer nivel virtual en ²³⁹ U , tiene un ancho total de solo 0.027 eV, y la vida media de este estado es 2.4 × 10 ^-14 s.
• La energía de ionización del hidrógeno atómico es de 13,6 eV .
• El carbono 14 se desintegra en nitrógeno 14 a través de la desintegración beta (desintegración beta pura). Las partículas beta emitidas tienen una energía máxima de 156 keV, mientras que su energía media ponderada es de 49 keV .
• Los fotones de rayos X médicos de diagnóstico de alta energía tienen energías cinéticas de aproximadamente 200 keV.
• El talio 208, que es uno de los nucleidos en la cadena de descomposición de ²³² U , emite rayos gamma de 2.6 MeV que son muy enérgicos y altamente penetrantes.
• La energía cinética típica de las partículas alfa de la desintegración radiactiva es de aproximadamente 5 MeV . Es causado por el mecanismo de su producción.
• La energía total liberada en un reactor es de aproximadamente 210 MeV por ²³⁵ U de fisión , distribuida como se muestra en la tabla. En un reactor, la energía recuperable promedio por fisión es de aproximadamente 200 MeV , siendo la energía total menos la energía de la energía de los antineutrinos que se irradian.
• El rayo cósmico puede tener energías de 1 MeV – 1000 TeV .