Profesor: MBA Ing. Edwin Franco Yáñez

Profesor: MBA Ing. Edwin Franco Yáñez
UNIVERSIDAD CATOLICA DEL NORTE SEDE COQUIMBO CURSO DE TERMODINAMICA INGENIERIA EN PREVENCION DE RIESGOS Y MEDIO AMBIENTE INGENIERIA CIVIL INDUSTRIAL INGENIERIA CIVIL EN COMPUTACION E INFORMATICA Profesor: MBA Ing. Edwin Franco Yáñez

TERMODINAMICA APLICADA
La termodinámica es una ciencia y, quizá la herramienta más importante en la ingeniería, ya que se encarga de describir los procesos que implican cambios en temperatura, la transformación de la energía, y las relaciones entre el calor y el trabajo. De esta definición básica parte gran cantidad de aplicaciones en el vasto mundo de la ingeniería.

TERMODINAMICA Y LAS INDUSTRIAS
La termodinámica es un pilar fundamental para muchos de los procesos que se llevan a cabo en la industria química, industria petroquímica y más aun en procesos de ingeniería de alimentos. Algunos ejemplos de aplicación: turbinas, unidades de refrigeración en donde se emplea el propano, compresión de gases; uso de calderas para calentar agua, aire, asfalto.

TERMODINAMICA Y LAS INDUSTRIAS
En las centrales nucleares. Las barras con plutonio calientan el agua produciendo vapor y éste mueve un generador eléctrico; en los motores de combustión interna de los coches que funcionan con gasolina, diesel, gas, etc. En las máquinas que funcionan con vapor. En aislantes que sirve para tratar la transferencia de calor.

IMPORTANCIA DE LA TERMODINAMICA
PARA EL INGENIERO Es muy importante en nuestra profesión de ingenieros, ya que la podemos aplicar en: a) Análisis de costos de los combustibles a utilizar b) Calcular la eficiencia de las máquinas que se utilizan c) En los procesos químicos para calcular la energía necesaria para producir y la generada por estas reacciones d) Calcular el ciclo de trabajo de la maquinaria y equipo. e) Aplicación en el mundo de la hidrometalurgia

¿ QUE ESTUDIA LA TERMODINAMICA ?
ESTUDIA LOS ESTADOS DE LOS SISTEMAS MATERIALES MACROSCÓPICOS, Y LOS CAMBIOS QUE PUEDAN DARSE EN ESOS ESTADOS, PARTICULARMENTE, EN LO QUE RESPECTA A: TEMPERATURA, CALOR Y ENERGÍA. CAMBIOS ESTUDIADOS: DE TEMPERATURA, PRESIÓN Y VOLUMEN, AUNQUE TAMBIÉN ESTUDIA CAMBIOS EN OTRAS MAGNITUDES, TALES COMO: LA MASA, LA DENSIDAD O LA RESISTENCIA. TAMBIÉN ESTUDIA LA CIRCULACIÓN DE LA ENERGÍA Y CÓMO LA ENERGÍA INFUNDE MOVIMIENTO.

La Termodinámica se desarrolla a partir de cuatro Principios o Leyes:
· Principio Cero: permite definir la temperatura como una propiedad. · Primer Principio: define el concepto de energía como magnitud conservativa. · Segundo Principio: define la entropía como medida de la dirección de los procesos. · Tercer Principio: interpretación física de la entropía como orden de los sistemas; se usa en termoquímica.

PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINAMICA:
El principio cero de la termodinámica, afirma que si dos sistemas distintos están en equilibrio termodinámico con un tercero, también tienen que estar en equilibrio entre sí. Esta propiedad compartida en el equilibrio es la temperatura.

PROCESOS TERMODINÁMICOS
Si sobre un sistema se realiza un proceso termodinámico de modo tal que no haya intercambio de calor (energía) con el medio circundante, se lo denomina proceso adiabático. Este tipo de proceso tiene lugar si el sistema estuviera perfectamente aislado térmicamente o bien si se lo realiza suficientemente rápido como para que no haya tiempo suficiente para que se produzca un intercambio de calor con el medio.

PROCESOS TERMODINÁMICOS
Si el sistema puede intercambiar energía con su medio y el proceso se realiza lentamente, de modo que el sistema tenga tiempo de entrar en equilibrio térmico con el medio circundante, el proceso es isotérmico. Cuando el proceso es intermedio entre estos dos extremos (adiabático e isotérmico) el proceso se denomina politrópico. A presiones moderadas, P ≤ 3 bar, casi todos los gases pueden ser considerados como ideales. Esto significa que, entre otras propiedades, ellos se comportan siguiendo la ecuación de estado: PV = nRT

¿ QUE ES UN SISTEMA TERMODINAMICO ?:
Un sistema es una región restringida, no necesariamente de volumen constante, ni fija en el espacio, en donde se puede estudiar la transferencia y transmisión de masa y energía. Un sistema puede ser cualquier objeto, cualquier cantidad de materia, cualquier región del espacio, etc., seleccionado para estudiarlo y aislarlo (mentalmente) de todo lo demás, lo cual se convierte entonces en el entorno del sistema, otros autores lo llaman alrededores.

¿ QUE ES UN SISTEMA TERMODINAMICO ?:
Todo sistema queda limitado por un contorno, paredes, fronteras o límites del sistema, que pueden ser reales o imaginarios. También se llaman superficie de control. SISTEMAS MATERIALES Materia en cualquiera de sus tres estados de agregación clásicos: sólido, líquido o gaseoso (el cuarto estado, el plasma, no lo contamos).

UNIVERSO = SISTEMA + ENTORNO
El medio rodeante o entorno es la parte del universo próxima al sistema y que se ve afectada en alguna medida por los procesos que ocurren en el sistema. UNIVERSO = SISTEMA + ENTORNO

De lo anterior, se concluye que prácticamente cualquier cosa es un sistema:
a) Motor de un sistema b) Bomba de agua c) Motor de avión d) Una turbina e) Un compresor f) Cuba electrolítica g) Una resistencia eléctrica

Alrededor: es todo aquello que es ajeno al sistema.
Límite del sistema: es todo aquello, real o imaginario, que separa al sistema de sus alrededores. Una frontera diatérmica, es la que permite compartir calor con los alrededores. Una frontera adiabática ( aislante ), no permite ni la entrada o salida de calor del sistema.

Móvil o rígida: lo que permitirá o no un cambio de volumen del sistema.
Permeable, impermeable o semipermeable: lo que permitirá o no el intercambio de materia entre el sistema y los alrededores.

SISTEMA TERMODINAMICO
Sistema termodinámico típico mostrando la entrada desde una fuente de calor (caldera) a la izquierda y la salida a un disipador de calor (condensador) a la derecha. El trabajo se extrae en este caso por una serie de pistones.

¿ QUE SIGNIFICA ADIABATICO?
Significa que no se puede atravesar ¿ QUE SIGNIFICA DIATERMICO? Es aquel que intercambia calor con el medio ambiente

50ºC 50ºC 60ºC 40ºC Pared diatérmica 60ºC 40ºC Pared adiabática

CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS TERMODINAMICOS (APLICACIONES DE LA PRIMERA LEY)
Sistemas Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar energía, no materia ( masa constante ), con los alrededores. Se denomina masa de control. Un sistema cerrado posee una frontera que: a) Impide el pasaje de materia b) Permite el pasaje de calor y trabajo. Un recipiente cerrado impide que se produzca un pasaje de materia, pero no impide que se de un intercambio de calor y trabajo a través de la frontera.

CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS TERMODINAMICOS
Sistemas Abiertos: 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.

Un sistema abierto es aquel en el cual tanto la materia, el calor y el trabajo pueden atravesar libremente. Basta con que un recipiente esté destapado para que sea un sistema abierto. Un sistema aislado no puede transferir materia ni energía con el medio rodeante. El universo en su totalidad se puede considerar como un sistema aislado.

EJEMPLOS DE LOS SISTEMAS TERMODINAMICOS
SISTEMA AISLADO:

SISTEMA AISLADO: Un sistema rodeado por una pared rígida, impermeable, adiabática, no conductora y aislante de frecuencias de audio es un sistema aislado. Contenido de un termo ( vaso de Dewar ). El Universo ( Si aceptamos que no hay ningún ambiente rodeando al Universo con el que establecer un intercambio de materia o energía ). Un termo con agua caliente Un calorímetro

Un termo de paredes dobles con vacío entre ellas es en principio un calorímetro aceptable para el rigor de nuestras experiencias. El termo se llama vaso Dewar y lleva el nombre del físico y químico escocés James Dewar pionero en el estudio de las bajas temperaturas. Tiene una tapa aislante y perforada para introducir un termómetro y un agitador.

SISTEMA ABIERTO:

SISTEMA ABIERTO: Un ejemplo: automóvil (entra combustible, aceite, aire. Salen gases de escape, desechos, se produce energía). La tierra (necesita de la luz y calor del Sol). Una vela quemándose. Difusores, turbinas, tuberías, toberas, compresores, etc.

El agua puede intercambiarse por evaporación, y la energía puede intercambiarse por enfriamiento de la bañera. El contenido de una olla abierta. Un vaso con leche fría Una pastilla de desodorante

SISTEMA CERRADO:

SISTEMA CERRADO: Una olla a presión que no permita el escape de gases En el laboratorio, un reactor Vapor en un contenedor cerrado Un gas atrapado en un dispositivo cilindro-émbolo

EJEMPLOS DE LOS SISTEMAS TERMODINAMICOS SISTEMA CERRADO
* Un globo inflado * Una bebida embotellada * Un motor térmico * Un refrigerador

Representación de tres sistemas de agua en un frasco: a) un sistema abierto que permite la transferencia tanto de masa como de energía; b) un sistema cerrado que permite la transferencia de energía, pero no de masa; c) un sistema aislado el cual no permite la transferencia ni de energía ni de masa (aquí el recipiente está encerrado en una cubierta al vacío).

DEFINICION DE PROPIEDAD
Cualquier característica evaluable de un sistema, cuyo valor depende de las condiciones de éste. Las propiedades de un sistema definen su "estado". La termodinámica gira alrededor de la energía y por ello las propiedades termodinámicas serán aquellas que se relacionan con la energía, y definen su estado termodinámico.

TIPOS DE PROPIEDADES Algunas propiedades internas o termodinámicas son: masa (m), presión (P), temperatura (T), volumen (V), energía interna (E), entropía (S) Coeficientes termoelásticos, calores latentes, presión de vapor, capacidades caloríficas, densidad, etc. Para sistemas compresibles cerrados estas propiedades son las apropiadas.

TIPOS DE PROPIEDADES Para sistemas abiertos, o cerrados en movimiento, hay además un segundo tipo de propiedades, que son las externas o mecánicas; dependen del movimiento o de la posición del sistema en el campo gravitatorio: la velocidad (v) y la altura (z), es decir, de la energía cinética (Ec) y potencial (Ep).

TIPOS DE PROPIEDADES Las propiedades de estado se llaman también variables de estado o funciones de estado (pues unas propiedades dependen de otras). Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen de la cantidad de masa o tamaño del sistema. El volumen, la cantidad de calor o el peso, energía, cantidad de sustancia, entropía, entalpía, etc.

TIPOS DE PROPIEDADES Si un sistema está constituido por N subsistemas, el valor de una propiedad extensiva X para el sistema total, vendrá dado por: Siendo Xi la propiedad extensiva del subsistema i, es decir, las propiedades extensivas son aditivas.

Para designar las propiedades extensivas se utilizan letras mayúsculas (la masa m es una excepción importante). Muchas magnitudes extensivas, tales como: el volumen, la cantidad de calor o el peso, pueden convertirse en intensivas dividiéndolas por la cantidad de sustancia, la masa o el volumen de la muestra; resultando en valores por unidad de sustancia, de masa, o de volumen respectivamente; como lo son: volumen molar, calor específico o el peso específico.

Por ejemplo, la energía se puede definir de las siguientes maneras:
Energía (variable extensiva, aditiva): E [J] Energía específica (energía por unidad de masa): Energía molar (energía por unidad de moles): Densidad de energía (energía por unidad de volumen )

Propiedades intensivas: Son independientes del tamaño, masa o magnitud del sistema, por lo que cuyo valor permanece inalterable al subdividir el sistema inicial en varios subsistemas, por este motivo no son propiedades aditivas. Por ejemplo: la presión, temperatura, viscosidad, punto de ebullición, el punto de fusión, la densidad, dureza, concentración, solubilidad, etc.

UN EJEMPLO ILUSTRATIVO:
Si se tiene un litro de agua, su punto de ebullición es 100 °C (a 1 atmósfera de presión). Si se agrega otro litro de agua, el nuevo sistema, formado por dos litros de agua, tiene el mismo punto de ebullición que el sistema original. Esto ilustra la no aditividad de las propiedades intensivas. Las propiedades intensivas se representan con letras minúsculas, con la excepción de la temperatura T.

Algunos ejemplos de propiedades intensivas y extensivas se resumen en la siguiente tabla:
TIPO EXTENSIVA INTENSIVA Relacionadas con la masa Masa Densidad Concentración de un soluto P-V-T Volumen Volumen específico (vol/masa) Volumen molar (vol/num.de moles) Presión Temperatura

Capacidad calorífica Energía Entropía Entalpía Energía libre
Algunos ejemplos de propiedades intensivas y extensivas se resumen en la siguiente tabla: Energía térmica Capacidad calorífica Energía Entropía Entalpía Energía libre Calor específico (cap.cal/masa) Energía molar Entropía molar Entalpía molar Potencial químico

Los sistemas, pueden ser, a su vez:
Homogéneos: las propiedades termodinámicas tiene los mismos valores en todos los puntos del sistema. El sistema está constituido por una sola fase. Ejemplo: el agua salada, el aire. Heterogéneos: las propiedades termodinámicas no son las mismas en todos los puntos del sistema. El sistema está constituidos por varias fases, separadas entre sí por una "frontera" llamada interfase. Ejemplo: el agua con el aceite, el agua con la arcilla. El agua con cubitos de hielo.

FASE: cantidad de materia, homogénea en composición química y estructura física.
Cuando el sistema se presenta en fase gaseosa, el sistema es homogéneo, con independencia del número de compuestos químicos que lo constituyan (ejemplo: el aire). Una sustancia pura, sólo puede presentar una fase líquida, sin embargo, puede exhibir varias fases sólidas (ej. carbono como diamante, grafito o fureleno).

La sal se disuelve en el agua de tal forma que es imposible verla a simple vista. El sistema constará de una sola fase y será homogéneo

El cambio sufrido por el sistema debido a un proceso termodinámico queda definido sólo cuando se indica; El estado inicial del sistema. El estado final del sistema. La trayectoria o camino seguido en el proceso.

EQUILIBRIO TERMODINAMICO
Las variables termodinámicas, sólo están definidas cuando el sistema está en equilibrio termodinámico. PARA QUE EXISTA EQUILIBRIO TERMODINAMICO, DEBE CUMPLIRSE , SIMULTANEAMENTE, LO SIGUIENTE: Equilibrio térmico (que la temperatura no cambie ). Equilibrio químico (que su composición no cambie). Equilibrio mecánico (que no se produzcan movimientos en el sistema).

En función de cómo se realice el cambio de estado se habla de:
Proceso reversible: los cambios en las funciones de estado son infinitesimales. El sistema está prácticamente en equilibrio durante todo el proceso, lo que implica un tiempo, para su realización, infinito. Se conoce el valor de las propiedades termodinámicas en cada punto de la trayectoria. Proceso irreversible: el sistema sólo está en equilibrio en el estado inicial y en el final. No se puede conocer el valor de las funciones de estado en los puntos intermedios de la trayectoria.

Algunos nombres para procesos específicos en los que el sistema cambia de estado son:
Proceso isotérmico: la Temperatura permanece constante. Proceso isobárico: la Presión permanece constante. Proceso isométrico, isovolumétrico o isocórico: el Volumen permanece constante.

¿ QUE SIGNIFICA ENERGIA ?
SIGNIFICA: FUERZA EN ACCIÓN, O CAPACIDAD PARA PRODUCIR TRABAJO. La energía es trabajo o cualquier cosa que pueda producir trabajo o se convierta en éste. EL calor es la transferencia de energía entre dos cuerpos que están a diferente temperatura (“flujo de calor”). La temperatura de un sistema es una función de la energía cinética promedio de todas las partículas.

CARACTERISTICAS DE LA ENERGÍA.
LA ENERGÍA DE UN SISTEMA SE DEFINE COMO: CAPACIDAD PARA REALIZAR UN TRABAJO. La energía de un sistema cumple con el principio fundamental de conservación, de modo que un sistema puede recibir energía del ambiente o cederla, pero durante estos procesos de transferencia de energía ni se crea ni se destruye, y la ganada por el sistema, es exactamente igual a la pérdida por el ambiente en que se encuentra.

Las energías que más que más nos interesan desde el punto de vista de las reacciones químicas, se encuentra la energía calorífica, la energía mecánica y la energía eléctrica. • La energía calorífica, el calor, se requiere para ser intercambiado entre dos sistemas que se encuentren a diferentes temperaturas. • La transmisión de un trabajo mecánico requiere una diferencia en el estado de movimiento. • El trabajo eléctrico necesita para ser cedido una diferencia de potencial.

La energía está constituida de sumandos diferentes: Energía potencial, energía cinética, energía debida a las acciones electrostáticas del núcleo sobre los electrones de la corteza de los átomos, energía de enlace, energía de translación, vibración o rotación de las partículas que integran, energía térmica, energía en el cero absoluto e incluso formas de energía que pueden ser desconocidas aún. La energía de un sistema solamente se pone de manifiesto cuando está siendo transferida, es decir, cuando es cedida de un sistema a otro o al ambiente en que se encuentra.

TRABAJO, CALOR Y PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
CALOR (Q) El calor siempre se transfiere entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a diferentes temperaturas y el flujo de calor siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico. El calor es la energía transferida entre dos sistemas y que está exclusivamente relacionada con la diferencia de temperatura existente entre ellos.

CALOR (Q) Energía en tránsito, a través de la frontera que separa a un sistema de su entorno. Sin embargo, a diferencia del trabajo, la transferencia de calor se origina por una diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno y el simple contacto es el único requisito para que el calor sea transferido por conducción.

TRABAJO (W) El trabajo, en termodinámica, siempre representa un intercambio de energía entre un sistema y su entorno.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA:
La primera ley la termodinámica es la ley de la conservación de la energía, que se puede enunciar como “la energía total del universo es una constante”. Una forma más útil de la primera ley de la termodinámica, en las reacciones químicas, es: ∆E = Q + W La ecuación anterior, define al cambio de energía interna ∆E de un sistema, como la suma del intercambio de calor (Q) entre el sistema y sus alrededores y el trabajo (W) realizado sobre (o por) el sistema.

La energía total de un sistema de sustancias químicas se llama energía interna (E). Esta energía interna depende del movimiento de las moléculas, de sus distribuciones, de las fuerzas intermoleculares de atracción y de otros factores, es una función de estado.

Eproductos – E reactivos = ∆E = Q + W ΔE = Eproductos – Ereactivos
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA: Un cambio de la energía interna de un sistema es una consecuencia de una transferencia de calor o de la realización de trabajo, y es igual a: Eproductos – E reactivos = ∆E = Q + W ΔE = Eproductos – Ereactivos Si Efinal > Einicial, entonces ΔE > 0 ( El sistema ganó energía de su entorno ). b) Si Efinal < Einicial, entonces ΔE < 0 ( El sistema cedió energía a su entorno ).

Las unidades de calor son la caloría (cal) y la unidad británica (Btu).
La caloría (cal) es la cantidad de calor requerido para elevar la temperatura de 1 gr de agua de 14,5 a 15,5 °C. La kilocaloría (Kcal) equivale a 1000 calorías. 1 caloría = 4,184 Joules (J). Un Btu es la cantidad de calor requerida para elevar 1 ºF la temperatura de 1 libra-masa de agua. 1 Btu = cal .

DEMOSTRACION DE LA CALORIA
Con su experimento, Joule se propuso demostrar que se podía elevar la temperatura del agua transfiriéndole energía mecánica. El aparato que empleó se muestra en la siguiente figura. En el interior de un recipiente se introduce 1 kg de agua a 14.5 ºC.

DEMOSTRACION DE LA CALORIA
Lo que encontró Joule fue que, para elevar la temperatura del kilogramo de agua hasta 15.5ºC (es decir, para conseguir una energía de 1000 calorías), la energía potencial de la masa debía disminuir en 4180 Julios. Por lo tanto, la equivalencia entre unidades de calor y energía es:

El sistema ganó energía del entorno
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA ( EJERCICIOS ): El sistema ganó energía del entorno

2) Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor.
Hallar la variación de energía interna del sistema ∆E = Q + W = 80 J + (–150 J) = –70 J ∆E < 0: el sistema cedió energía al entorno 3) Calcula el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que el sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno. Determine la variación de energía interna del sistema. ∆E = Q + W = 140 J + (-85 J) = 55 J ∆E > 0: el sistema recibió energía del entorno

4) Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un coche se liberan 120 kJ. Si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ. Determine cuánto valdrá la variación de energía interna del sistema. ∆E = Q + W = -120 J + (-50 J) = –170 J ∆E < 0: el sistema cedió energía al entorno

CALOR A VOLUMEN CONSTANTE ( V2 = V1 ) (Qv)
∆E = Qv + W = Qv + P∆V = Qv + P(V2 – V1) = Qv + P(0) = Qv Luego: ∆E = Qv ENTALPIA DE UN SISTEMA (H) La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica (p). Los cambios térmicos, a presión constante, se expresan en términos de otra función de estado, denominada entalpía o contenido de calor y simbolizada con la letra H. Esta función de estado es definida por la relación: H = E + PV

ΔH = H2 – H1 De manera que, si hay expansión del gas ( o compresión ): ΔE = Qp + (-W) = Qp + (-p(V2 – V1)) = Qp –pV2 + pV1 E2-E1 = Qp –pV2 + pV Qp + E1 +pV1 = E2 + pV2 H1 = E1 + pV1 y H2 = E2 + pV2 Qp + H1= H Qp = H2 – H Qp = ΔH ΔE = Qp + (-W) Qp = ΔE + W Qp = Qv + W

Por lo tanto a presión constante, ΔH representa el calor absorbido Qp, por un dado sistema, que va de un estado inicial a un estado final, o sea que: Qp = ΔH

Desde el punto de vista de la entalpía, los procesos que absorben calor son endotérmicos, ΔH>0, (la entalpía del estado final es mayor que la del estado inicial) y los que liberan calor son exotérmicos, ΔH<0, (la entalpía del estado final es menor que la del estado inicial).

TRANSFORMACION ADIABATICA
Cuando un gas se expande adiabáticamente, efectúa trabajo, pero no absorbe ni libera calor. Por lo tanto: ∆E = Q + (-W) = Q – W = 0 – W = - W ∆E = - W -∆E = W y T2 < T1 A partir de este resultado, podemos ver que si un gas se expande adiabáticamente, W es positivo, por lo que E es negativa y la temperatura del gas disminuye. En el proceso inverso, la temperatura del gas aumenta cuando éste se comprime adiabáticamente.

TRANSFORMACION ISOTERMICA
Es cuando un gas absorbe cierta cantidad de calor Q, y se expande realizando un trabajo W. Si el trabajo que realiza el gas fuera igual al calor que absorve, es decir, si Q = W, entonces ∆E = Q + (-W) = Q – Q = 0 ∆E = 0

ANALISIS DE UN SISTEMA AISLADO
En este caso, no hay transferencia de energía térmica y el trabajo efectuado es cero; por lo tanto, la energía interna permanece constante. Esto es, puesto que Q = W = 0 Por lo que Ei = Ef. Concluimos que la energía interna de un sistema aislado permanece constante. ∆E = Ef – Ei = Q + W = Q + Q = = 0 ∆E = 0

ECUACION DE ESTADO PARA GAS IDEAL
Ecuación de estado, es la relación que existe entre dos o más propiedades termodinámica. La más usada es: PV = nRT ( para gases ideales ) Donde: n = número de moles P = presión en atmósferas ( atm ) V = volumen ( lts ) T = temperatura ( ºK) R = constante de los gases ( atm*lt/(ºK*mol)) 1 bar = 105 N/m2 = 0,1 MPa = 100 kPa 1 atm = N/m2 = 1,01325 bar = 101,325 kPa

ANALISIS DE LA ECUACION DE ESTADO PARA GAS IDEAL
Esta ecuación conduce a conclusiones irreales con relación al gas ideal: a) A 0 ºK de temperatura y presión constante, el volumen es cero. b) El volumen tiende a cero, cuando la presión se hace infinitamente grande. Estas predicciones no corresponden al comportamiento observado de los gases reales a temperatura bajas y altas presiones.

GASES REALES Importante: los gases reales pueden considerarse como ideales a bajas presiones y altas temperaturas. Los gases naturales o reales presentan las siguientes desviaciones del comportamiento ideal:

GASES REALES - para altas presiones: Vreal > Videal - para moderadas presiones: Vreal < Videal - para moderadas temperaturas: Vreal > Videal Esta desviaciones aparecen producto de la diferencia de volumen, por lo que definiremos el factor de compresibilidad (Z), que corresponde a una medida de la “no-idealidad” en el comportamiento de un gas:

GASES REALES Para un Gas Ideal, el factor de compresibilidad es unitario, mientras que para Gases Reales, es mayor o menor que 1. Ejemplos para el H2O, CO2 y O2 gaseosos:

ECUACION DE ESTADO DE VAN DER WAALS
Esta ecuación es la más conocida y corrige las dos peores suposiciones de la ecuación del gas ideal: tamaño molecular infinitesimal y ausencia de fuerzas intermoleculares. La ecuación es:

ECUACION DE ESTADO DE VAN DEL WAALS
El término es una corrección que fue incluida para considerar las fuerzas intermoleculares. a, se mide en: , se mide en: lts v ( volumen molar ): lts/mol Estas dos constantes ( a y b ), se escogen para que la ecuación se adapte a los datos experimentales. El término b (lts/mol) es incluido para tener en cuenta el tamaño finito de las moléculas y es llamado volumen molecular.

CONSTANTES DE VAN DER WAALS

Valores de R

FASES Y CAMBIOS DE FASE CAMBIOS DE FASE: FUSION Cambio de sólido a líquido SOLIDIFICACION Cambio de líquido a sólido VAPORIZACION Cambio de líquido a vapor CONDENSACION Cambio de vapor a líquido SUBLIMACION Cambio de sólido a vapor

FASES Y CAMBIOS DE FASE FASE: Es un estado de agregación molecular especial que presentan las substancias (estado de la materia), que puede ser: a) Solida. b) Liquida. c) Gaseosa.

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