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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA MECANICA AREA ACADEMICA DE ENERGIA

INDICE 1. Introducción.....................................................................2 CALDERO MARCET 2. Objetivo..........................................................................3 Fundamento teórico.........................................................3 Aparatos utilizados..........................................................6 3. Procedimiento.................................................................7 4. Cálculos y curvas............................................................8 CALORÍMETRO UNIVERSAL 5. Objetivo..........................................................................12 Fundamento teórico..........................................................12 Aparatos utilizados..........................................................14 6. Procedimiento............................................................15 Cálculos y curvas........................................................16 Observaciones, conclusiones y recomendaciones...........17 7. Bibliografía..................................................................18 8. Apéndice......................................................................19

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1. INTRODUCCIÓN Es muy importante conocer la calidad del vapor de un punto determinado de su trayectoria de una planta termica y también los calores latentes de vaporización del vapor, para ello el estudiante de ingenería deberá conocer detalladamente los pasos para dicha tarea. Esta es una de las razones por la cual nace el interes de hacer esta experiencia en el laboratorio de ingeniería mecánica de la UNI, esperando que sea de agrado de todos los alumnos los invitamos a participar y disfrutar del fascinante mundo de las experiencias en el laboratorio.

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CALDERO MARCET

2. OBJETIVO Obtener experimentalmente el calor latente de vaporización del agua. 3. RESUMEN TECNICO La experiencia en mención se basa en la determinación del calor latente de vaporización mediante la ecuación de clapeyron. La deducción de la ecuación mencionada se basa en una de las relaciones de maxwel:

entonces considerando la ecuación anterior en condiciones de equilibrio para las condiciones de vaporización, tenemos que: t=c , y las condiciones p y t no son funciones del volumen y los limites de integración estan definidos desde líquido saturado hasta vapor saturado, entonces:

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donde: dp/dt es la pendiente de la curva para la fase líquida y vapor del diagrama p y t. Se puede aplicar este mismo principio en la fase sólido-liquido.

Ademas:

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Asimismo durante el cambio de estado del agua en vapor se lleva a cabo un proceso de p y t constante; entonces:

donde : (h-t.s) se conoce como función de gibbs (g) y para 2 fases en equilibrio g = 0

entonces: haciendo la consideración que durante la vaporización y a bajas presiones el vapor se comporta como gas ideal y que v f es despreciable comparado con v g tenemos: v f g = v= rt/p....................................3 reemplazando (3)en (2)

donde : p= presión de saturación. t= temperatura de saturación. r= constante del vapor

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4. APARATOS USADOS - Un caldero marcet. - Un termómetro de bulbo amarillo (0-360 °C) aprox. (1°C) - Un manómetro de bourdon. - Un mechero bunsen. - Un fósforo.

-

Agua sin impurezas.

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5. PROCEDIMIENTO

-

Abrir la tapa de llenado y válvula de nivel de agua.

-

Llenar íntegramente con el agua pura: tapar y cerrar la vávula.

-

Encender el mechero y calentar el caldero hasta 8 kg/cm 2 , previa purga de aire a 2 kg/cm 2

-

Medir en intervalos iguales de presión lecturas ascendentes de temperaturas.

-

Medir en intervalos iguales de presión lecturas descendentes de temperaturas.

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6. CALCULOS Y RESULTADOS

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CALORÍMETRO UNIVERSAL 7. OBJETIVO Hallar la calidad de una determinada muestra de vapor. 8. FUNDAMENTO TECNICO Este tipo de calorímetro basa su funcionamiento en la separación del agua del vapor mediante cambios de dirección del flujo de una determinada muestra de vapor húmedo al pasar a través del calorímetro.

El vapor húmedo entra por la parte alta del calorímetro; choca contra unas placas desviadoras, como existe una gran diferencia de densidades del vapor y del agua, este cambio de dirección nos permite obtener el agua de este vapor húmedo, considerando que el agua tiene una inercia mayor. El vapor seco se extrangula al pasar por un espacio anular; es sobrecalentado para finalmente ser condensado y recogido.

En un diagrama T-S obtenemos los siguientes procesos: De 1-2: separación del agua del vapor .

de 2-3: estrangulación de 3-4 : enfriamiento y

condensación.

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considerando: m t =masa total de vapor húmedo. m s =masa del líquido separado. m c =masa de condensado. m v =masa de vapor seco. x 1 =calidad de la muestra. x 2 =calidad a la salida del separador.

asimismo:

de donde.

Teniendo en cuenta que:

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Entonces teniendo como guía la distribución de la figura anterior

asimismo:

9. APARATOS USADOS

-

Una probeta de vidrio de 50-500 ml aprox. 5ml.

-

Una regla graduada.

-

Un calorímetro universal.

-

Una par de guantes.

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10.

PROCEDIMIENTO

-

Hacer pasar vapor a través del calorimetro.

-

Tomar mediciones de temperatura en los puntos que se le indiquen.

-

De las tablas de vapor se obtienen: h3,hf2, hfg2.

-

Medir la masa separada y la masa condensada.

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11. CALCULOS Y RESULTADOS

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OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES CALDERO MARCET -

En la toma de valores de temperaturas descendentes hubo mucha variación a las temperaturas descendentes.

-

Al momento de evacuar el aire del caldero, no se logró dicho proposito.

-

La presiones obtenidas son manométricas y para usar la ecuacion de clapeyron se tubo que tomar las presiones absolutas.

-

Los calores latentes obtenidos en la experiencia difieren con respecto a los valores de tablas termodinamicas.

-

Para cada presion obtenida la temperatura medida es la de saturación para el estado.

CALORÍMETRO UNIVERSAL -

La separación incompleta del agua y vapor asi como errores de medicion traen consigo errores en los valores de la calidad.

-

La masa separada es la humedad contenida en el vapor

-

Las presiones obtenidas eran manométricas y se tubo que tener en cuenta las presiones barométrica del laboratorio.

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BIBLIOGRAFÍA •

Manual de laboratorio de ingenieria mecanica i.

•

Potter Merle, mecanica de fluidos, segunda edicion, mexico, editorial prentice hall hispanoamericana,. 1998.

•

Seymour Doolittle jesse, el laboratorio del ingeniero mecanico, buenos aires, editorial masa, 1962.

•

Mark. el manual del ingeniero mecanico.

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14 .APENDICE

Calorimetry Calorimetry is the quantitative measurement of the heat required or evolved during a chemical process. A Calorimeter is an instrument for measuring the heat of a reaction during a well defined process. The following diagram depicts a constant volume or 'bomb' calorimeter: You may see a much simpler, but less accurate calorimeter in the laboratory, which, by its construction is necessarily constant pressure: Constant volume calorimetry measure the internal Energy change between reactants and products, but constant pressure calorimetery measures directly the Enthalpy change during the reaction. These two heats are slightly different when gases are evolved or consumed during the transformation. (Gases evolved expand if at constant pressure and thus do Work in the surroundings. This energy must come from somewhere...) Both constant volume and constant pressure instruments use the fact that the heat evolved from the reaction heats up a working substance (usually a water bath) with a known heat capacity. Thus a measurement of the temperature rise in the surroundings (calorimeter body) allows a determination of the heat crossing the boundary. We usually assume that the heat capacity of a substance at constant volume, Cp, or the heat capacity at constant volume, CV, are roughly independent over a small range of temperatures (or at least the range of temperatures in the Calorimeter). • The Heat Capacity of a substance is extensive, and can be quoted as • the molar heat capacity (heat capacity per mole of substance) • or the specific heat (heat capacity per gram of substance) • The Heat Capacity of any substance is positive. • The Heat Capacity is discontinuous at phase transitions. • The Heat Capacity of a solid is in general less than that for a liquid, which is less than that for a gas. • The values of the Heat Capacity at constant Volume, CV, and the Heat Capacity at constant pressure, Cp, for a given substance are are almost exactly equal, if the substance is a solid or a liquid. Cp and CV are not equal for a gas; The difference between Cp and CV is the capacity of the gas to expand and do work and is equal to R per mole (R is the universal gas constant) {Cp = CV+R for an ideal gas} For solids and liquids, the subscript p or V is usually dropped. • Q = m C DT UNI/FIM

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• if m is moles and C is molar Heat Capacity • if m is mass (grams) and C is the Specific Heat • is positive for a temperature increase because the system has undergone an endothermic change of state Example Calorimeter Calculations: A constant pressure calorimeter where the water bath has a mass of 150 grams. 1.00 g of diamond is burned to produce CO2 and Water. If the water bath in the Calorimeter is initially at 22 oC, what is the final temperature of the Calorimeter? First, let's write a balanced chemical reaction for the combustion C (diamond) + O2 (gas) = CO2 (gas) Next, the molar heat of reaction comes from the Heats of Formation of the products minus the reactants. DHrxn = -393.5 kJ/mol - (1.88 kJ/mol + 0) = -395.4 kJ/mol The actual heat released by 1.00g /12.011 g/mol = 8.326 x 10-2 mol of diamond is Q = (-395.4 kJ/mol) (8.326 x 10-2 mol) = -3.292 x 104 J The temperature rise is the heat provided to the water (-Q) divided by the mass times the specific heat of water DT = 3.292 x 104 J/ ((150. g)(4.184 J/K.g) = 52.5 K The final temperature of the water bath is then Tfinal = 22 + 52.5 = 74.5 oC If 0.500 gram of another substance, H2CO, is burned in the same Calorimeter, and the temperature of the bath in the calorimeter (150 g H20) changes from 24.0 to 39.2 oC, what is the molar heat of formation of the H2CO? Again, lets see what kind of reaction we should have in the reactor H2CO (gas) + O2 (gas) = CO2 (gas) + H2O (l) So the Heat of that reaction for 0.500 g / 30.03 g/mol = 1.665 x 10-2 mol of formaldehyde raised the temperature of 150. g of water by 15.2 K. That means the heat released by that amount of reaction liberated: -Q = (150 g)(4.184 J/g.K)(15.2 K) = 9.540 kJ of heat. One mole of reaction would liberate -Q = 9.540 kJ/(1.665 x 10-2 mol) = 572.9 kJ/mole which is the heat of combustion, DHcomb, of formaldehyde. The heat of formation of formaldehyde, DHform{formaldehyde}, is related to the heat of combustion as: DHcomb = DHform{water (l)} + DHform{CO2 (gas)} - DHform{formaldehyde} So -572.9 kJ/mol = -285.8 kJ/mol + -393.5 kJ/mol - DHform{formaldehyde} or DHform{formaldehyde} = -106.4 kJ/mol This number is a little low, according to the The National Institute of Standards and Technology (NIST), which can be searched on the web at http://webbook.nist.gov/chemistry/ Sometimes the metal reaction vessel containers heat capacity is also included in the calculation, but the entire calorimeter can be calibrated with the combustion of any substance whose heat of formation is known.

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