UC Fundamentos de tuberías en equipos de refrigeración m.pdf
Termodinámica Sustancia Pura
1. REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
INSTITUTO UNIVERSITARIO DE TECNOLOGÍA
"ANTONIO JOSÉ DE SUCRE"
AMPLIACIÓN GUARENAS
SEGURIDAD INDUSTRIAL
TERMODINÁMICA
S.A.I.A
AUTOR: Katty Rivero
C.I.: 7.104.737
Guarenas, mayo 2015
2. Es toda sustancia que tiene su
composición química homogénea e
invariante.
Ejemplo: El agua, el nitrógeno, el
oxígeno, el amoníaco y muchos mas.
La sustancia pura puede presentarse
en distintas fases: sólido, líquido y
gaseosa. Dependiendo de los valores de
presión y temperatura una sustancia
puede estar como sólido, líquido o vapor o
presentarse en dos o tres fases a la vez.
3. Recordemos que cualquier sistema evoluciona de forma espontánea hasta
alcanzar el equilibrio, y que es posible determinar si un sistema está en
equilibrio con su entorno si la S
universo o si las funciones de estado del
sistema U, H, A y G permanecen constantes con el tiempo. En caso contrario
analizando como variarían estas funciones de estado se puede determinar en
que sentido evolucionará el sistema, para lo cual se emplean las ecuaciones de
Gibbs.
Así, la condición de equilibrio material en un sistema compuesto por
varias fases y especies es , condición que se cumple cuando
no hay cambios macroscópicos en la composición del sistema, ni
transporte de materia de una fase a otra del sistema.
4. * LIQUIDO COMPRIMIDO O LIQUIDO
SUBENFRIADO
En una sustancia pura significa que está en
estado líquido y que no está a punto de
evaporarse sino que le falta una adición de
calor o un cambio negativo en la presión para
hacerlo.
Si hablamos de líquido subenfriado
entendemos que la sustancia está como líquida
a una temperatura menor que la temperatura
de saturación ( T < Tsat) para una presión
determinada.
Si hablamos de líquido comprimido
entendemos que la sustancia está como líquida
a una presión mayor que la presión de
saturación (P > Psat) a una temperatura
determinada.
5. * LIQUIDO SATURADO
Es aquel que está a punto de evaporarse. Es importante notar que cuando
una sustancia pura está como líquido saturado ésta se halla totalmente en ese
estado, como líquido, nada de vapor ya que está a punto de comenzar a
crearse a partir del agua líquida saturada.
6. * VAPOR SATURADO O VAPOR SATURADO SECO
Es un vapor que está a punto de condensarse. En esta fase la sustancia
está toda como vapor y es necesario retirar calor o aumentar la presión para
provocar que se generen gotas de líquido.
7. VAPOR SOBRECALENTADO
Es vapor que está a una temperatura más alta que la temperatura de vapor
saturado, por lo cual la sustancia sigue estando toda como vapor pero ya no estará a
punto de condensarse o de formar pequeñas gotas de líquido.
Si hablamos de vapor sobrecalentado entendemos que la sustancia está como toda
vapor a una temperatura mayor que la temperatura de saturación ( T > Tsat) para una
presión determinada.
8. TEMPERATURA DE SATURACIÓN Y PRESIÓN DE SATURACIÓN
La forma más simple de entender estos conceptos es por medio de un ejemplo:
Siempre hemos sabido que el agua ebulle, o se comienza a evaporar, a 100ºC,
pero lo hace a esa temperatura porque la presión a la que se encuentra es la
presión atmosférica que es 1 atmósfera. Conclusión: la temperatura a la cual una
sustancia pura comienza a cambiar de fase, bien sea comenzando a transformarse
de agua a vapor (líquido saturado) o de vapor a líquido (vapor saturado), se llama
temperatura de saturación, y esta temperatura de saturación siempre va a tener
ligada una presión que se llamará presión de saturación.
Ahora, volviendo al ejemplo, si preguntan en una clase cual es la temperatura
de saturación para el agua a una presión de 1 atm = 101.325 kPa, la respuesta
correcta sería 100ºC. Y si preguntan sobre la presión de saturación para una
temperatura de 100ºC la respuesta correcta sería 1 atmósfera.
En pocas palabras, presión de saturación es la temperatura de ebullición para una
presión determinada y la presión de saturación es la presión de ebullición para
una temperatura determinada.
9. VAPOR SATURADO + LIQUIDO SATURADO
Es un estado en donde dentro de un sistema
tenemos líquido al mismo tiempo que tenemos
vapor. Un ejemplo de esto es la preparación de
una sopa en una olla a presión en donde al cabo
de algunos minutos habrá agua y vapor dentro de
ella a cierta presión única para ambas fases de la
sustancia.
Cuando hablamos de líquido mas vapor se
sobreentiende que existe la “CALIDAD”. La
calidad es la cantidad de masa de vapor con
respecto a la cantidad de masa total de la
sustancia. Es decir, si está como toda vapor,
calidad = 1, si está como todo líquido, calidad = 0,
porque no hay nada de masa en fase vapor
debido a que toda la masa está como líquido.
10. CALIDAD
Como habíamos dicho, es la cantidad de masa de vapor
presente con respecto a la cantidad de masa total dentro del
volumen de control. Estas son ecuaciones para hallar la
calidad de una sustancia pura.
Donde
vprom: volumen específico promedio.
vf: volumen específico del líquido.
vg: volumen específico del vapor.
11. CALOR LATENTE
Calor necesario para que se de el cambio de
fase. A esta temperatura, que se mantiene fija, el
sistema pasa de tener solo agua a tener solo
vapor pasando por infinitos estados de líquido +
vapor. El calor latente es, digamos, la cantidad
de calor que una llama de estufa tiene que
transferir a una olla para que el agua dentro
cambie totalmente de fase líquida a fase vapor.
Existe el calor latente de fusión, que es la
cantidad de energía en forma de calor que se
absorbe durante la fusión, que equivale a la
energía liberada durante la congelación, y el
calor latente de evaporación, que es la cantidad
de energía absorbida durante la evaporación y
equivale a la energía liberada durante la
condensación.
12. PUNTO CRÍTICO
Líquido + Vapor en
equilibrio con sus valores
de presión y temperatura
máximos. Se da en la
punta superior de la
campana de líquido +
vapor en un diagrama T-
v (Temperatura vs.
Volumen específico).
13. El principio de estado informa de la cantidad de propiedades
independientes necesarias para especificar el estado de un
sistema.
* Principio de Estado: puede establecerse que el número de
propiedades independientes, para sistemas de masa y
composición conocidas, cuando se desprecian las influencias del
movimiento del sistema como un todo y las del campo
gravitatorio terrestre, es una más que el número de interacciones
relevantes de trabajo.
* Un sistema simple es aquél en el que sólo hay un modo por el
que la energía del sistema puede alterarse significativamente
mediante trabajo cuando el sistema describe un proceso
cuasiestático.
* Resulta conveniente interpretar el principio de estado en
términos de propiedades intensivas.
14. * En la superficie de la figura se representa la presión en función
de otras dos variables, la temperatura y el volumen específico; es
decir: p = p(n, T). A esta superficie se la designa como superficie
p-n-T.
* Regiones de una sola fase: se trata de las regiones rotuladas
como sólido, líquido o vapor en las que el estado queda definido
con cualesquiera dos de las propiedades p-nT.
* Regiones bifásicas: se presentan dos fases en equilibrio;
líquido-vapor, sólido-líquido o sólido-vapor. Estos equilibrios
pueden darse en los cambios de fase como vaporización, fusión y
sublimación. En estas regiones la presión y la temperatura no
son independientes. El estado queda definido con el volumen
específico y la presión o la temperatura.
15. * Línea triple: es la única línea a lo largo de la cual se presentan
en equilibrio las tres fases. El estado queda definido por el
volumen específico.
* Estado de saturación es aquél en el que empieza o termina un
cambio de fase.
* Domo de vapor es la zona donde coexisten en equilibrio los
estados líquido-vapor.
* Las líneas que bordean el domo son las líneas de líquido
saturado y vapor saturado.
* La intersección entre estas líneas de saturación se denomina
punto crítico. A partir de éste se definen la temperatura crítica,
la presión crítica y el volumen específico crítico.
16. Ley de los Gases Ideales
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al
orden que implican. Las moléculas tienen 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 sólo están 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). A bajas presiones, las ecuaciones de estado
de los gases son sencillas:
La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura
constante es inversamente proporcional a la presión. p1.V1 = p2.V2
17. La ley de Charles y Gay Lussac afirma que el volumen de un gas a presión
constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
V1/T1 = V2/T2
Resumiendo:
p1.V1/T1 = p2.V2/T2 = constante
Definiendo las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT)
como, 1 atmósfera y 273 °K, para el volumen que ocupa un mol de cualquier
gas (22,4 dm³), esta constante se transforma en:
constante = 1 atmósfera.22,4 dm³/273 °K.mol = 0,08205
atmósferas.dm³/°K.mol
Y se define R como la constante de los gases ideales:
R = 0,08205 atmósfera.dm³/°K.mol
La combinación de estas leyes proporciona la ley de los gases ideales,
también llamada ecuación de estado del gas ideal:
p.V = n.R.T
donde n es el número de moles.
18. Teoría Cinética de los Gases
Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes
empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica.
El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de
posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente,
la variable macroscópica V representa el espacio disponible para
el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede
medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente,
registra el cambio medio de momento lineal que experimentan
las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La
temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media
de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su
velocidad.
19. La reducción de las variables macroscópicas a variables
físicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía
cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las
leyes de la física de Newton, debería de proporcionar todas las
leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con
la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases.
Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del
gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para
predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la
distribución estadística de las velocidades moleculares y las
propiedades de transporte como la conductividad térmica, el
coeficiente de difusión o la viscosidad.
20. Ecuación de Van der Waals
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta: los gases
reales no se comportan exactamente así. En algunos casos, la
desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal nunca
podría convertirse en líquido o sólido por mucho que se enfriara o
comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de la ley de los
gases ideales
P.V = n.R.T
Una de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación de
estado de Van der Waals
(p + a/v²).(v - b) = R.T
donde v = V/n
a y b son parámetros ajustables determinados a partir de medidas
experimentales en gases reales. Son parámetros de la sustancia y no
constantes universales, puesto que sus valores varían de un gas a otro.
21. La ecuación de Van der Waals también tiene una
interpretación microscópica. Las moléculas interaccionan entre
sí. La interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace
ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece a
distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe
corregirse para considerar las fuerzas atractivas y repulsivas.
Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas tiene el
efecto de excluir a las moléculas vecinas de una cierta zona
alrededor de cada molécula. Así, una parte del espacio total deja
de estar disponible para las moléculas en su movimiento
aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario restar este
volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente (V); de ahí el
término (V - b).
22. Transiciones de fase
A temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular se hace
menor) y presiones altas o volúmenes reducidos (que disminuyen el
espacio entre las moléculas), las moléculas de un gas pasan a ser
influidas por la fuerza de atracción de las otras moléculas. Bajo
determinadas condiciones críticas, todo el sistema entra en un estado
ligado de alta densidad y adquiere una superficie límite. Esto implica
la entrada en el estado líquido. El proceso se conoce como transición
de fase o cambio de estado. La ecuación de Van der Waals permite
estas transiciones de fase, y también describe una región de
coexistencia entre ambas fases que termina en un punto crítico, por
encima del cual no existen diferencias físicas entre los estados gaseoso
y líquido. Estos fenómenos coinciden con las observaciones
experimentales. En la práctica se emplean ecuaciones más complejas
que la ecuación de Van der Waals.
23. Presión de Vapor
La presión de vapor en equilibrio con un líquido o un sólido a
cualquier temperatura se denomina presión de vapor de la sustancia a
esa temperatura.
La presión de vapor de una sustancia es función de la temperatura
solamente, no del volumen.
En un recipiente que contenga líquido y vapor en equilibrio a
temperatura constante, la presión no depende de las cantidades
relativas de vapor y líquido. Si por algún motivo la cantidad de líquido
disminuye, el vapor se condensa (para compensar) y viceversa, pero si
se suministra o sustrae calor a temperatura constante, la presión no
varía.
La temperatura del punto de ebullición de un líquido es la
temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión exterior.
24. Propiedades de exceso superficial (o de
interfaz)
• Energía interna de Interfaz Us: Us = U - U' – U''
• Cantidad de moles de exceso superficial ( o de
interfaz) del componente i:nis= ni-ni' -ni"
• No se considera el volumen de la interfaz V = V' +
V''
• Las energías internas de las fases se designan ( ´=α)
y (''=β) en general.
26. La cantidad de exceso interfacial de i es
la diferencia entre la cantidad de
i en el sistema real (i total) menos
la cantidad de i que hay en α y β.
