INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE TACÁMBARO

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1 INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE TACÁMBARO
INGENIERÍA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS MATERIA: Termodinámica Asesor; Uriel olivares molina Integrantes: Celinda Miranda Romero Lizeth Cintia Aguilar Torres Jessica Iveth Pedraza Mora Gema yuritzi Sosa Reynosa Daniela Rodríguez Aguilar

2 UNIDAD 4, Y 5 EQUILIBRIO DE FASES EN SISTEMAS DE UN COMPONENTE
*EQUILIBRIO DE FASES EN SISTEMAS MULTICOMPONENTES

3 CONTENIDO UNIDAD 4 Propiedades de lo líquidos Reglas de las fases
Equilibrio de las fases en sistemas de un componente Ecuación de clausius clapeyron Transición de fases

4 Unidad 5 Propiedades coligativas
Equilibrio de fases en sistemas de dos componentes Equilibrio de fases en sistemas de dos o mas componentes. solubilidad

5 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

6 LIQUIDO Es uno de os estados de agregacion de la materia. Un liquido es un fluido cuyo vollumen es constante en condiciones de temperatura y presion constante y su forma es esferica. Sin embargo, debido a la gravedad esta queda definida por su contenedor

7 PROPIEDADES

8 LA COHESION Y LA ADHESION
Son fuerzas que afectan a los iquidos la cohesion se obseva cuando, por ejemplo, se unen dos gotas de un lquido para formar una sola gota; y la adhesion cuando dos placas de vidrio humedecidas, puestas una sobre otra, se pegan por la adhesion del agua

9 TENSION SUPERFICIAL Se denomina tension superficial al comportamiento de una delgada capa superficial del liquido, la cual se comporta como si fuera una menmbrana de material elastico, debido a que las fuerzas de cohesion de las moleculas que etan en el interior del liquido se atren entre si en todas direcciones menos en la superficie.

10 Esto origina una tensión que permite explicar porque un insecto puede caminar sobre el agua, y porque una aguja o navaja delgada se puede clocar en el agua de un vaso sin que se hundan.

11 Es la cantidad de energia necesaria para aumnetar el area superficial de un liquido
Unidades : joules/m2

12 CAPILARIDAD Consiste en el ascenso y desccenso de liquidos por tubos delgados, como un cabello, conocidos como tubos capilares. Cuando un liquido moja las paredes el tubo capilar, debido a la adhesion, asciende y su superficie libre, forma una corvatura llamada menisco concavo, y cuando el liquido no moja las paredes del tubo capilar por su cohesion, desciende y su superficie libre forma un menisco convexo.

13 LA CAPILARIDAD DEPENDE DE:
Naturaleza el liquido: fuerzas de cohesión Tubo capilar: fueras de adhesión

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16 VISCOSIDAD Resistencia que experimenta un liquido al fluir.
Depende de las fuerzas intermoleculares de atracción y el tamaño y forma de las moleculas que lo constituyen. Es la medida de la friccion interna entre capas de atomos que limita el movimiento. La viscosidad disminuye al aumentar l temperatura.

17 EVAPORACION Poceso por el cual las moleculas de la superficie del liquido se desprenden y pasan a la fase gaseosa ( las que tienen Ecinetica minima)

18 PRESION DE VAPOR (PV) Es la presion medida cuando se establece un equilibrio dinamico entra la condensacion y la evaporacion. La presion de vapor varia con la temperatura

19 EBULLICION Un liquido hierve cuando se forman burbujas en su interior. Para ello es presiso: Que haya nucleos donde se junten las moleculas de alta energia, sino se produce liquido sobrecalentado. Que las burbujas formadas puedan existir entonces Pv> Pext

20 COMPRESION Y EXPANSION
En los liquidos existe una fuerza de atraccion muy grande que le permite mantener el volumen, asi el aumento de presion no afecta el volumen porque los espacios incomprensibles, pero al aumentar la temperatura los espacios intermoleculares aumentan haciendo que el volumen aumente tambien

21 FLUIDEZ Es la caracteristicas que tienen los iquidos para poder pasar por cualquier orificio o agujero por mas pequeño que sea

22 FORMA DE LOS LIQUIDOS Su forma es esferica si sobe de el no actua ningguna fuerza. Por ejemplo una gota de agua en cada libre toma la forma esferica Como un fluido sujeto a la fuerza de la gravedad la forma de un liquido queda definida por su contenedor. En un liquido en reposo sujeto a la gravedad en cualquier punto de su seno existe una presion de igual magntud hacia todos lados, tal como establece el principio de pascal.

23 Si un liquido se encuentra en reposo la presion hidrostatica en cualquier punto del mismo viene dada por: P=GZ Donde:  = densidad G = gravedad(9.8 m/s2) Z = distancia

24 REGLA DE LAS FASES

25 REGLA DE LAS FASES DE GIBBS
Cuando se ponen en contacto dos fases, casi siempre se realiza una redistribución de los componentes de cada fase –las especies se evaporan, condensan, disuelven o precipitan hasta alcanzar un estado de equilibrio en el cual las temperaturas y presiones de ambas fases son las mismas y la composición de cada una de ellas ya no cambia con el tiempo.

26 Las variables que describen las condiciones de un sistema de procesos se dividen en dos categorías: variables extensivas , que dependen del tamaño del sistema , y variables intensivas , que no dependen de el.

27 La masa y el volumen son ejemplos de variables extensivas; mientras que entre las intensivas están la temperatura, presión, densidad y volumen especifico, y las fracciones másica y molar de los componentes individuales del sistema en cada fase. El numero de variables intensivas que es posible especificar de manera independiente para un sistema en equilibrio se denomina grados de libertad del sistema. Sean

28 = numero de fases de un sistema en equilibrio c =numero de especies químicas GL=grados de libertad La relación entre GL, y c se determina mediante la regla de las fases de Gibbs. Si no hay reacciones entre los componentes del sistema, la regla de fases es GL = 2 + c -

29 El siguiente ejemplo ilustra la aplicación de la regla de las fases de Gibbs a diversos sistemas de tipo simple. Determine los grados de libertad de los siguientes sistemas en el equilibrio. Especifique un conjunto factible de variables independientes para cada uno.

30 Agua liquida pura Es necesario especificar dos variables intensivas para fijar el estado del sistema ; por ejemplo, T y P. Una vez que se especifican las variables, pueden determinarse otras variables intensivas, como densidad y viscosidad.

31 2. Una mezcla de agua como liquido, solido y vapor No se puede especificar mas información sobre el sistema y todas las variables intensivas son fijas.

32 3. Una mezcla vapor-liquido de acetona y metiletilcetona (MEK) Se debe especificar dos variables para fijar el estado del sistema. Por ejemplo, al fijar T y P se fijan las fracciones molares de acetona y MEK en las fases de vapor y liquida. Por otra parte, es posible especificar la fracción molar de acetona en el vapor y T, y entonces se fijan los valores de P y la fracción molar de acetona en el liquido.

33 Equilibrio de fases en sistemas de un componente

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39 Sistemas de un componente
F+L=C+2 C=1 En A: Una fase en equilibrio L=2 En B: Dos fases en equlibrio L=1 En C: Tres fases en equilibrio L=O (invariante)

40 ECUACIÓN DE CLAUSIUS CLAPEYRON

41 BIOGRAFIA DE CLAUSIUS CLAPEYRON
Koszalin, Prusia, 2 de enero de Bonn, 24 de agosto de 1888 físico y matemático alemán, considerado uno de los fundadores centrales de la ciencia de la termodinámica.

42 En su nueva formulación del principio de Sadi Carnot, conocido como ciclo de Carnot, propuso la teoría del calor sobre una base más sólida y más verdadera. En su trabajo más importante sobre la teoría mecánica del calor, publicado en 1850, estableció por primera vez las ideas básicas de la segunda ley de la termodinámica. En 1865 introdujo el concepto de entropía.

43 ECUACION DE CLAUSIUS CLAPEYRON
LA ECUACION DE CLAPEYRON RELACIONA P*, LA PRESION DE VAPOR DE UNA SUSTANCIA PURA, CON T LA TEMPERATURA ABSOLUTA: dp* = __∆Hv__ dt T(Vg – V1)

44 DONDE: T : Es la temperatura absoluta
Vg Y V1 : Son los volúmenes molares específicos (volumen/mol) del gas (vapor) y del liquido. ∆Hv : Calor latente de vaporización, o la energía necesaria para vaporizar 1 mol de liquido.

45 A menos que la presión sea muy alta, el volumen especifico del liquido será insignificante en relación con el del vapor (es decir Vg – V1 ≈ Vg. Suponiendo que este sea el caso, aplique la ecuación de estado de los gases ideales al vapor d(ln p*) = -∆Hv d(1\T) R

46 Si la presión de vapor de una sustancia se mide a diversas temperaturas y se grafica ln p* contra 1\T la pendiente de la curva resultante ala temperatura dada es igual a -∆Hv\R. Este es el método que se emplea para determinar los calores de vaporización de manera experimental. Supongamos que el calor de vaporización de una sustancia es independiente de la temperatura en el rango de esta para el cual se conocen las presiones de vapor. Entonces de esta forma se obtendrá la ecuación de Clausius clapeyron

47 ln p* = -∆Hv +B RT DONDE: B : es una constante que varia de una sustancia

48 TRANSICIÓN DE FASE

49 En termodinámica, una transición de fase es la transformación de un sistema termodinámico de una fase a otra. Un ejemplo son los cambios de estado (transiciones entre los estados de agregación de la materia), aunque el concepto también se refiere a cualquier otra transformación entre fases.

50 EJEMPLOS Cambios de estado: Transiciones entre los estados de agregación de la materia: sólido, líquido, gas y plasma, en una sustancia. Una transformación eutéctica, en la que los dos componentes de la mezcla cambian de estado de agregación. La transición entre las fases ferromagnética y paramagnética. La aparición de superconductividad en algunos metales, por debajo de la temperatura crítica. La transición entre algunas estructuras moleculares, o entre algunas estructuras cristalográficas. La condensación de Bose-Einstein.

51 En el universo primitivo:
En los primeros instantes del universo, ruptura de simetrías en las leyes físicas conforme se enfría el universo: Ruptura de la gran unificación. Separación fuerza débil-fuerza electromagnética. En el universo primitivo: Desacople de los neutrinos. Nucleosíntesis Desacople radiación-materia.

52 FUNDAMENTOS Los sistemas termodinámicos están caracterizados, entre otros parámetros, por un parámetro de orden. Este parámetro de orden depende de varios factores. Por ejemplo, por regla general, aumenta (sistema más ordenado) según desciende la temperatura. Esta dependencia es debida a que las fuerzas de cohesión prevalecen sobre el movimiento térmico, según disminuye éste. En el equilibrio cada fase tiene unas propiedades termodinámicas definidas, como el parámetro de orden. En la coexistencia, las fases pueden intercambiar energía y materia, por lo que en el equilibrio los potenciales químicos de las diferentes fases son iguales. Por lo tanto, en una transición de fase deben cambiar continuamente tanto el potencial de Gibbs G, como

53 CLASIFICACIÓN. Las transiciones se clasifican según la continuidad de las derivadas del potencial de Gibbs G: Transiciones de fase de primer orden: La primera derivada de G es discontinua. Suelen caracterizarse por la existencia de calor latente: En la transición, el sistema absorbe o libera una cantidad de energía proporcional al tamaño de éste. Durante este proceso, la temperatura del sistema permanece constante pese a la transmisión de calor. Como la energía no se puede transmitir instantáneamente, durante la transición coexisten regiones o dominios con diferentes fases. Para valores de los parámetros suficientemente próximos a la coexistencia de fases, la energía interna G respecto a un parámetro no natural presenta dos mínimos: Uno global que caracteriza al estado estable, y otro local que caracteriza a un estado metaestable. El sistema en equilibrio se encuentra en el estado estable, pero una perturbación suficiente puede llevar a un subsistema al estado metaestable. No obstante, una perturbación menor lo devolverá el estado estable. En la coexistencia de fases, los dos mínimos tienen el mismo valor. A cada mínimo le corresponde un valor determinado del parámetro de orden, de ahí la coexistencia de fases.

54 Ejemplo de transiciones de primer orden son los cambios de estado: La evaporación, licuefacción, fusión, ebullición o la sublimación. Transiciones de fase de orden superior o continuas: La primera derivada de G es continua. No tienen asociado un calor latente. En las transiciones de segundo orden la segunda derivada de G es discontinua. Ejemplos de orden superior son la transición ferromagnética-paramagnética o la condensación de Bose-Einstein.

55 PUNTO CRITICO El paso de una transición de un orden a otro puede tener lugar en un sistema, esto se produce en el punto crítico. Por ejemplo, en relación a los estados de agregación de la materia, para un sistema dado, hay una combinación de valores de presión y temperatura (llamada punto crítico), a partir de la cual la transición de líquido a gas pasa a ser una transición de segundo orden. En ese punto, las densidades del líquido y del gas se igualan

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57 PROPIEDADES COLIGATIVAS
Son aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración (generalmente expresada como concentración molar, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto). Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

58 La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.

59 Propiedades Coligativas más comunes
Descenso de la presión de vapor Descenso crioscópico Aumento ebulloscópico Presión osmótica

60 Descenso de la presión de vapor
Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor.

61 El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio. La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores: 1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre. 2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

62 Descenso crioscópico El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0◦C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

63 ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf − T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro. Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es de 1.86 ◦C· kg/mol. m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

64 Aumento ebulloscópico
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100◦C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

65 es el aumento del punto de ebullición y es igual a − donde es el punto de ebullición de la solución y el del disolvente puro. es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es ◦C· kg/mol. m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

66 Presión osmótica La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentración hacia zonas de mayor concentración de soluto. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a diluir. Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable. La presión osmótica (π) se define como la presión requerida para evitar el paso de solvente a través de una membrana semipermeable, y cumple con la expresión:

67 n es el número de moles de partículas en la solución.
R es la constante universal de los gases, donde T es la temperatura en Kelvin. Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos: π= MRT Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

68 Se utiliza la unidad de molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura).

69 EN SISTEMAS DE MAS DE 2 COMPONENTES
EQUILIBRIO DE FASES EN SISTEMAS DE MAS DE 2 COMPONENTES

70 EQUILIBRIO LIQUIDO-LIQUIDO EN MEZCLAS BINARIAS
Si consideramos la mezcla a P y T constante de dos líquidos A y B, en cantidades, esta se producirá cuando G disminuya, es decir cuando la energía libre de la mezcla sea menor que la energía libre de los dos componentes puros. Así si definimos la energía libre de mezcla G mezcla como el cambio en la energía libre del sistema al llevar a cabo el proceso de mezclar ambos líquidos:

71 G mezcla = [(nA + nB) ¯ G(A+B)] -[nA ¯ GA + nB ¯ GB]
y por mol de mezcla: ¯ G mezcla = ¯ G(A+B) -[˜A ¯ GA + ˜B ¯ GB] que debe ser menor a cero para que el proceso tenga lugar.

72 La G mezcla , a T y P constantes, puede variar con la composición del sistema (con la fracción molar de sus componentes) En (a) la G mezcla es negativa en todo el rango de composición, por lo que ambos líquidos son totalmente miscibles a la presión y temperatura implicadas.

73 En (b) G mezcla > 0, por lo que ambos líquidos son inmiscibles, a la P y T de trabajo
En (c) se representa una situación más compleja. G mezcla < 0, luego ambos líquidos son miscibles.

74 Para entender cómo es posible que dos líquidos sean parcialmente miscibles a una T y P, y que en otras condiciones sean totalmente miscibles o inmiscibles, basta con analizar cuales son las contribuciones de la entalpía y de la entropía al proceso de mezcla, y ver por ejemplo cual es el efecto que produce la variación de la T:

75 *∆Hmezcla = H(A+B) -[˜A ¯ HA + ˜B ¯ HB]
* ∆Smezcla = S(A+B) [˜A ¯ SA + ˜B SB]

76 solubilidad

77 Solubilidad Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g). La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).

78 Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua
Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

79 Factores que afectan la solubilidad
La solubilidad se define para fases específicas. Por ejemplo, la solubilidad de aragonito y calcita en el agua se espera que difieran, si bien ambos son polimorfos de carbonato de calcio y tienen la misma fórmula química. La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por el equilibrio de fuerzas intermoleculares entre el disolvente y el soluto, y la variación de entropía que acompaña a la solvatación. Factores como la temperatura y la presión influyen en este equilibrio, cambiando así la solubilidad. La solubilidad también depende en gran medida de la presencia de otras sustancias disueltas en el disolvente como por ejemplo la existencia de complejos metálicos en los líquidos. La solubilidad dependerá también del exceso o defecto de algún ion común, con el soluto, en la solución; tal fenómeno es conocido como el efecto del ion común. En menor medida, la solubilidad dependerá de la fuerza