Termodinámica Sustancia Pura

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA INSTITUTO UNIVERSITARIO DE TECNOLOGÍA

"ANTONIO JOSÉ DE SUCRE"AMPLIACIÓN GUARENASSEGURIDAD INDUSTRIAL

TERMODINÁMICAS.A.I.A

SUSTANCIA PURA

AUTOR: Katty Rivero C.I.: 7.104.737

Guarenas, mayo 2015

SUSTANCIA PURA

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.

EQUILIBRIO DE FASES

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 Suniverso 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.

VAPOR, LÍQUIDO, SÓLIDO EN UNA SUSTANCIA PURA

* 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.


* 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.

* 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.



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.


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.


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.


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.

Dondevprom: volumen específico promedio.vf: volumen específico del líquido.vg: volumen específico del vapor.


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.


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).

PROPIEDADES INDEPENDIENTES DE UNA SUSTANCIA PURA

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.


* 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.


* 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.

ECUACIONES DE ESTADO PARA LA FASE VAPOR

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


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.Tdonde n es el número de moles.


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.


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.


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.TUna de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación de estado de Van der Waals

(p + a/v²).(v - b) = R.Tdonde v = V/na 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.

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).


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.



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.

SUPERFICIE TERMODINÁMICA

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.


Deducción de la ecuación de Gibbs


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.

Deducción de la Ecuación de Gibbs



Superficies curvadas:


Capilaridad:

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