ECUACION DE ESTADO

ECUACION DE ESTADO

 Recordando que el número de moles de un gas es el cociente entre la masa del gas y su peso molecular

 Reemplazando en la ecuación de los gases ideales

 Llamando R_p la  Constante Particular del gas dada por la ecuación

 

 CONSTANTE PARTICULAR DE UNA MEZCLA

 Si tenemos dos o más gases ideales dentro de un recipiente a presión estamos en presencia de una mezcla de gases ideales

Para calcular la constante particular de la mezcla de dos o más gases ideales, aplicaremos la siguiente expresión, donde la sumatoria de los productos de cada una de las masas de los gases por su respectiva constante particular dividido por la masa total de la mezcla, será la constante buscada.

Si por ejemplo tuviéramos una mezcla formada por tres gases cuyas masas fueran m1, m2 y m₃, la R_pM será:

 

VAPORES

Para el estudio del vapor de agua se utiliza un diagrama P – v y una curva denominada Campana de Andrews o Campana de Vapor, donde se representa la presión P y el volumen específico (v) del mismo.

Definimos como volumen específico al cociente entre el volumen de una sustancia y su masa:

  El volumen específico puede definirse como la inversa de la densidad
 En el diagrama P – v, la campana de vapor es cortada por curvas isotérmicas que determinan el estado en que se encuentra el agua como líquido o vapor.

 

Punto 5: Líquido comprimido

Se denomina así a un líquido que está sometido a una presión mayor que la presión de equilibrio líquido – vapor correspondiente a la temperatura a que se encuentra (por ej. agua de la canilla a 20 ºC y 1 atm).

Punto 4: Líquido saturado

Se denomina así a un líquido que se encuentra en condiciones de equilibrio con su vapor. Mientras cambia de estado se entrega energía, pero no hay un aumento de la temperatura (se conserva el estado térmico de la materia), porque la energía que se entrega sirve para separar las moléculas del estado líquido al estado de vapor. En este estado tenemos la primera gota de líquido que se transforma en vapor.

Punto 3: Vapor húmedo

Se denomina así a la mezcla de Líquido saturado + Vapor saturado. En este caso para definir de qué vapor húmedo se trata, no basta con conocer la presión, a la que corresponderá una determinada temperatura, sino que además deberá darse un nuevo parámetro que nos indique en que proporciones en la mezcla se encuentra el líquido y el vapor. Para esto se introduce el llamado título de un vapor "x", que se define como el cociente entre la masa de vapor y la suma entre la masa de vapor y la masa líquida:

 

Punto 2: Vapor saturado

Se denomina así a un vapor que se encuentra en condiciones de equilibrio con su líquido. En este estado tenemos la última gota de líquido que se transforma en vapor.

Punto 1: Vapor sobrecalentado

Se denomina así a un vapor que se encuentra a una temperatura superior a la de equilibrio con su líquido correspondiente a la presión a que está sometido. Para este estado un pequeño cambio de temperatura produce un gran aumento del volumen específico del vapor sobrecalentado.

 Líquido saturado: en este estado la masa de vapor es prácticamente cero (mV = 0) comparada con la masa de líquido, por lo que el título x = 0

 Vapor saturado: en este estado la masa de líquido es prácticamente cero (mL = 0) comparada con la masa de vapor, por lo que el título x = 1

Otra forma de expresar el título del vapor es por medio del volumen específico.

http://youtu.be/OhBWltTwbsY

ENTALPIA

Entalpía

H = U + PV

En vista de que la energía interna U y el producto PV tienen unidades de energía, H también tiene unidades de energía. Por otra parte, como U, P y V son todas propiedades del sistema, H también lo debe ser. Las propiedades H, U y V son extensivas; esto es, son directamente proporcionales a la masa del sistema considerado. La temperatura T y la presión P son intensivas, independientes de la extensión del sistema.

LA ENTALPÍA

La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante.  Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en Joules.

H = U + pV

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ( Δ H).

ΔH = Hf – Hi

La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así: Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc; siendo las más importantes:

ENTALPIA DE REACCIÓN:

Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante.

ENTALPÍA DE FORMACIÓN:

Es el calor necesario para formar un mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.

Ejemplo:    H₂ (g) + ½ O₂ (g) = > H₂O + 68,3Kcal

Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua.

ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN:

Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema un mol de sustancia.

Ejemplo: 

 CH₄ (g) + 2O₂ (g) => 2CO₂ (g) + 2H₂O (l) ΔH = -212,8 Kcal

Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212,8 Kcal.

Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm. Para determinar la entalpía estándar de formación de las sustancias, se deben tener en cuenta las siguientes consideraciones:

1. La entalpía estándar de formación de los elementos puros, libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero.

Por ejemplo:    H₂ (g), O₂ (g), N₂ (g), Cl₂ (g), Na (s), etc, tienen

ΔHf₂₅^° = 0, donde Δ Hf₂₅^° es la entalpía estándar de formación.

2. El carbono se presenta a 25°C 1 atm de presión y en el estado sólido, de varias formas: diamante, grafito, antracita, hulla, coke, etc, pero su estado estándar se define para el grafito, o sea ΔHf₂₅^° del grafito es igual a cero.

3. El azufre se presenta en dos estados alotrópicos, el rombico y el monocíclico; su entalpía estándar se define para el rombico o sea ΔHf₂₅^° del rombico es igual a cero.

http://www.youtube.com/embed/omuyGuiXXx8?rel=0&wmode=transparent

SISTEMAS CERRADOS Y SISEMAS ABIERTOS

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA PARA SISTEMAS CERRADOS

Si un sistema es cerrado (no hay tiene intercambio de energía con el resto del universo, los alrededores) cualquier pequeño cambio de energía interna, dU, del sistema es debido al balance de la transferencia de calor, dQ, y el trabajo realizado dW

La 1ª Ley de la termodinámica se escribe:

        

         dE = dQ – dW,

la energía total E del sistema puede tener además energía cinética de traslación global y energía potencial gravitatoria. El cambio de energía total se puede escribir:

        

         dE = dU + dE_c + dE_p = dQ – dW + dE_c + dE_p.

LEYDE CONSERVACION DE ENERGIA: SISTEMAS ABIERTOS

•Energia:

·        Propiedad acumulativa de un sistema que expresa su capacidad para generar cambios físicos

·        •propiedad que se conserva: lo que gana el sistema lo pierde el ambiente y viceversa

·        •propiedad intercambiable con el ambiente por tres procesos o flujos: flujo de sustancias químicas (potencia química),flujo de trabajo(potencia mecánica) y flujo de calor(potencia térmica)

·        •propiedad escalar que asume diversas formas que son mutuamente

transformables

http://youtu.be/46cZaV3goFE

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA

PROCESOS TERMODINAMICOS

Consideremos un gas en un cilindro con un pistón y una masa variable encima del pistón.  Está en contacto con una reserva termal que se usa para controlar la temperatura.

Ø  Se puede variar la presión del gas variando la masa porque la fuerza que está haciendo el gas es igual al peso que está sosteniendo y la presión es la fuerza dividida por el área.

Ø  Se puede variar el volumen del gas al permitir que el pistón se mueva.  Durante el movimiento el gas hace trabajo positivo si el pistón sube y trabajo negativo si el pistón baja.

Ø  La reserva le provee o absorbe calor del sistema.

El trabajo W es el área bajo la curva en una grafica P vs V

Para dos procesos que van desde el mismo estado inicial al mismo estado final, el trabajo puede ser diferente.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA

La primera ley de la termodinámica es una generalización de la ley de conservación de la energía que incluye los posibles cambios en la energía interna.

La energía se puede intercambiar entre un sistema y sus alrededores de dos formas. Una es realizando trabajo por o sobre el sistema, considerando la medición de las variables macroscópicas tales como presión, volumen y temperatura. La otra forma es por transferencia de calor, la que se realiza a escala microscópica.

Aunque por separados Q y W dependen de la trayectoria, la cantidad Q – W permanece constante, esto es, el cambio de energía interna es independiente de la trayectoria o del proceso que se realice para ir desde el estado inicial al estado final. Por esta razón se considera a la energía interna como una función de estado, que se mide en J

En forma diferencial

dU = dQ - dW

En escala microscópica, la energía interna de un sistema incluye la energía cinética y potencial de las moléculas que constituyen el sistema. Para un gas, el aumento de energía interna se asocia con el aumento de energía cinética de las moléculas, es decir con su temperatura.

Casos particulares.

Sistema aislado.

Para un sistema aislado, que no interactúa con los alrededores, no hay transferencia de calor, Q = 0, el trabajo realizado también es cero y por lo tanto no hay cambio de energía interna, esto es, la energía interna de un sistema aislado permanece constante:

Q = W = 0, ΔU = 0 y Uf = Ui

Proceso cíclico.

Es un proceso que empieza y termina en el mismo estado. En este caso el cambio de energía interna es cero y el calor agregado al sistema debe ser igual al trabajo realizado durante el ciclo, entonces:

ΔU = 0 y Q = W

CALOR Y TRABAJO

Cuando dos sistemas a diferente temperatura se hallan en contacto térmico, el calor fluye del sistema más caliente al más frío, hasta que alcanzan el equilibrio a una temperatura común, la cantidad de calor que sale de un cuerpo es igual a la cantidad de calor que entra en el otro.

En 1778 el Conde Rumford, como punto de sus observaciones en el taladro de cañones propuso que el calor debe estar asociado con el movimiento.

En 1843 James Prescott Joule empleó un aparato en el cual el agua se agitaba por un conjunto de paletas giratorias y la energía mecánica suministrada para

rotar las paletas podía medirse con aproximación. El efecto térmico del trabajo mecánico hecho sobre el agua, era la elevación de la temperatura. El experimento de Joule demostró que la elevación de la temperatura era proporcional a la cantidad de trabajo hecho sobre el agua. Por consiguiente el

trabajo realizado en agitar el agua es equivalente al calor añadido al agua.

La unidad del calor es la CALORIA.

1 cal es 4,186 J o 1 J es 0,24 calLa caloría

1 BTU = 252 calorías

1 BTU = 778 libra pie

CAPACIDAD CALORIFICA. CALOR ESPECÍFICO

La cantidad de calor necesario para producir un aumento de temperatura en una cierta masa depende de la sustancia.

CAPACIDAD CALORIFICA. (C) de un cuerpo es la cantidad de calor requerido para elevar la temperatura de un cuerpo en un grado,

C = dQ/dT

Sus unidades son: cal/°C, J/°C

El CALOR ESPECIFICO (c) es la capacidad calorífica por unidad de masa:

C=dQ/(mdT)

Sus unidades son cal/gr - °C ó J/kg-°C.

CAMBIOS DE ESTADO - CALOR LATENTE

Cuando la temperatura de un cuerpo aumenta por causa de un calor suministrado, se origina un aumento de la energía cinética del movimiento de las moléculas. Cuando un material pasa de la forma líquida a la fase gaseosa, las moléculas, que, por causa de sus atracciones naturales se mantenían originalmente en contacto, se alejan más de las otras. Esto requiere se realice un trabajo en contra de las fuerzas de atracción, es decir hace falta que se suministre una energía a las moléculas para separarlas. De este modelo podemos deducir que un cambio de fase de líquido a gas requiere calor aún cuando no se produzca elevación de la temperatura, lo mismo sucede para sólido a líquido.

Para sustancias puras", los cambios de fase se producen a cualquier presión, pero a determinadas temperaturas. Se requiere una determinada cantidad de calor para cambios de fase de una cantidad de sustancia dada. Esto es, el calor es proporcional a la masa de la sustancia.

Q = mL

Donde L es una constante característica de la sustancia y de cambio de fase que se produce.

Si el cambio es de sólido a líquido, será Lf (calor latente de fusión) y si el cambio el de líquido a gas, será  Lv (calor latente de vaporización).

En el caso del agua a presión atmosférica la fusión se produce a 0°C y Lf vale 79,7 cal/gr. y la vaporización se produce a 100°C y  Lv vale 539,2 cal/gr.

Similarmente ocurre para los procesos inversos de solidificación y condensación.

http://youtu.be/dasZZ1X6TP4

CONVENIO DE SIGNOS Y NOTACIÓN

TERMODINAMICA

La termodinámica es la rama de la física que estudia los procesos donde hay transferencia de energía en forma de calor y de trabajo. Cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto térmico entre sí, la temperatura del cuerpo más cálido disminuye y la del más frío aumenta. Si permanecen en contacto térmico durante cierto tiempo, finalmente alcanzan una temperatura común de equilibrio, de valor comprendido entre las temperaturas iniciales. En este proceso se produjo una transferencia de calor del cuerpo más cálido al más frío.

DEFINICIONES.

Sistema: cualquier grupo de átomos, moléculas, partículas u objetos en estudio termodinámico.

Ambiente: todo lo que no pertenece al sistema, es lo que rodea al sistema, sus alrededores.

Sistema cerrado: sistema en el cual no entra ni sale masa, pero que puede intercambiar calor y energía con el ambiente.

Sistema abierto: sistema que puede tener variación de masa, como por ejemplo intercambio de gases o líquidos, o de alimentos en los seres vivos.

Sistema cerrado aislado: sistema en el cual no se produce ningún intercambio de calor o energía con el ambiente a través de sus fronteras.

TIPOS DE SISTEMAS

Los sistemas se clasifican según cómo sea la pared que los separa del entorno. En función de sus paredes o límites, un sistema puede ser:

• Cerrado: es una región de masa constante; se denomina masa de control. A través de sus límites sólo se permite la transferencia de energía, pero no de materia. La pared que rodea al sistema es impermeable.

• Abierto: en un sistema abierto es posible la transferencia de masa y de energía a través de sus límites; la masa contenida en él no es necesariamente constante. Se denomina volumen de control; la superficie limitante, que por lo menos en parte debe ser permeable o imaginaria, se llama superficie de control. Una pared también puede ser semipermeable, si permite el paso sólo de algunas sustancias.

Rígido: no permiten el cambio de volumen.

• Adiabático: una pared adiabática es aquella que sólo permite interacciones en forma de trabajo entre el sistema y su entorno. Una pared diatérmica permite interacciones de energía de otras formas que no son trabajo.

PROPIEDAD, ESTADO

Propiedad es cualquier magnitud física evaluable de un sistema.

El estado de un sistema está definido por el conjunto de propiedades (temperatura, presión, composición, etc.) que caracterizan este sistema.

Algunas propiedades que definen el estado del sistema son independientes; por tanto, es posible escoger arbitrariamente algunas magnitudes como variables de estado.

PROPIEDADES EXTENSIVAS E INTENSIVAS

Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen de la masa del sistema, por ejemplo el volumen, y todas las clases de energía.

Propiedades intensivas: Se definen en un punto. Son independientes del tamaño, masa o magnitud del sistema: por ejemplo la presión, temperatura, viscosidad y altura. Las propiedades extensivas se convierten en intensivas si se expresan por unidad de masa

(propiedad específica), de moles (propiedad molar) o de volumen (densidad de propiedad).

Las propiedades intensivas se representan con letras minúsculas, con la excepción de la temperatura T.