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• Sofia Mitsue Alejandre

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UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

Unidad de aprendizaje:

Química Industrial

PRACTICA No 1

“Relación entre las capacidades caloríficas de un gas”

Profesora: Tapia Aguilar Guadalupe

Alumnos: Jiménez Pedraza María de la Luz Contreras Navarrete Cuitláhuac Rubén Romero Santamaría Carlos Alberto Amaro León Cesar

19/04/2015

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OBJETIVO GENERAL  El alumno determinara el valor de la relación Desormes.

para el aire, por el método de Clement y

OBJETIVOS PARTICULARES  Determinar el valor de Gamma () para el aire mediante la relación , utilizando el método de Clement y Desormes.  Interpretar los resultados en términos de la contribución de los diferentes grados de libertad molecular a la capacidad calorífica de un gas.  Determinar el valor de gamma por medio del método de Clement y Desormes.  Determinar el coeficiente adiabatico que experimenta el aire, usando la relacion de Cv y Cp.

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INTRODUCCION TERMODINÁMICA

La base de la relación entre las capacidades caloríficas de un gas, es decir de la termodinámica que forma parte de la fisicoquímica que trata de la energía, las formas en que se manifiesta y las transformaciones de una a otra, impulsando los procesos y el sentido en que estos se llevan a cabo del equilibrio que se establece en los cambios de estado de agregación de la materia y en las reacciones químicas. Esta ciencia desempeña un papel primordial en el aprovechamiento de los recursos energéticos y su transformación posterior en la producción de trabajo útil, así como en la interpretación de fenómenos naturales El campo de estudio de esta ciencia comprende las relaciones entre calor y trabajo respecto a la energía de una determinada porción del universo. Al aislar una porción del universo, se llega al concepto de sistema termodinámico, o simplemente sistema. Las variables o propiedades que caracterizan el estado de un sistema pueden dividirse en dos categorías: intensivas y extensivas. Las propiedades intensivas, como la temperatura, la presión y la densidad no dependen de la masa del sistema. Una variable intensiva puede definirse en un punto, ya que tiene un valor finito cuando el tamaño del sistema que rodea al punto se aproxima a cero. Dentro del estudio de la termodinámica reviste una clasificación de los sistemas termodinámicos en el cual al conjunto de sistemas que pueden interaccionar con el sistema en estudio y alterar su estado se le llama vecindad o alrededores del sistema. El hecho de que un sistema sea o no afectado por sus alrededores depende del tipo de frontera que los separa. A este respecto, pueden distinguirse tres tipos de paredes: una pared aislante, que es aquella que no permite interacción alguna entre el sistema y sus alrededores. Una pared que no permite la entrada ni la salida del calor y una pared diatérmica es aquella que permite interacciones de tipo mecánico o no mecánico entre el sistema y su vecindad. El gas encerrado en un tanque asilado térmicamente constituye un sistema cerrado, adiabático y enérgico. Uno de los axiomas de mayor importancia es la primera ley de la termodinámica o principio de conservación de la energía que relaciona la energía interna, el trabajo y el calor, ésta establece que si sobre un sistema con una determinada energía interna, se realiza un trabajo o se transfiere calor mediante un proceso, la energía interna del sistema variará, es decir que establece que la energía no se crea ni se destruye en los procesos, sino que solo se transforma. Una de las aplicaciones inmediatas de la primera ley de la termodinámica es la obtención de las variables en procesos termodinámicos: energía, entalpía, trabajo y calor.

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Son cuatro los procesos termodinámicos: isotérmico (T= constante), isométrico (V= constante), isobárico (P= constante) y adiabático (Q= 0). PROCESO ISOTÉRMICO

La característica principal de un proceso isotérmico es mantener la temperatura constante a lo largo del proceso efectuado, su representación en coordenadas PV es: dE = dQ – dW Sabiendo que dE y dH en los gases ideales son función únicamente de la temperatura y dado que las expresiones para esas variables termodinámicas incluyen el factor dT (cero para ambos casos), entonces: dE = 0 y dH = 0, por lo cual dQ = dW y sabiendo que dW = PdV se tiene: dW =

P=

W=

W = nRTln = nRTln

PROCESO ISOBÁRICO

La presión permanece constante a lo largo de todo el proceso isobárico y los valores según dE = dQ – dW para el trabajo son: dW = Como la presión es constante se obtiene: dW = P

W = P (V2 – V1)

dE = nCvdT

Como dH es igual a Qp se deduce que: dH = nCpdT = Qp PROCESO ISOMÉTRICO

En este proceso la variable termodinámica que se mantiene constante es el volumen, de esta manera se tiene que el proceso está representado por una línea vertical en el diagrama PV y partiendo de dE = dQ – dW se tienen las siguientes expresiones: Con dV igual a cero, ya que el volumen se mantiene constante y, por tanto, el valor de dW es igual a cero; entonces dE = dQ, sin embargo el calor a volumen constante Q v es calculado por la expresión: Qv = n CvdT = dE Y para la entalpía se tiene: dH = nCpdT PROCESO ADIABÁTICO

La característica de un proceso adiabático es que está aislado térmicamente, por lo que no hay transferencia de calor (Q = 0), a partir de esta expresión se realizan cálculos que llevan a la obtención del coeficiente del proceso adiabático, mejor conocido como coeficiente gama. Como Q = 0 se obtiene: dE = -dW, sustituyendo en ambas expresiones: nCvdT = -PdV de la relación: P = nRT/V, se obtienen las siguientes expresiones: nCvdT = - (nRT/V) dV; Cv = dT/T = -R/V dV; integrando: Cvln = T2/T1 = -R ln V2/V1, el resultado es: =( ^R/Cv

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Con R = Cp – Cv’ de donde: R/Cv = (Cp – Cv) Cv = Cp / Cv -1 La relación: Cp / Cv = ϒ, es conocida como coeficiente del proceso adiabático ϒ

ENTALPIA O CALOR A PRESIÓN CONSTANTE

Cuando se adiciona energía a un sistema termodinámico cerrado, parte de la energía es incrementada y otra pate modifica la presión, el volumen o ambos; de esta manera, el producto PV representa una forma adicional de energía en el sistema debido a estas variables termodinámicas. Para considerar este hecho se define una nueva función de estado denominada entalpia (contenido calorífico). La expresión que da origen surge de la primera ley de la termodinámica: dE=dQ-Dw Como el proceso es efectuado a presión constate:

Esta función solo depende de las condiciones iniciales y finales del sistema, de esta forma la ecuación tiene validez general.

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Se ahora se consideran ciertas restricciones que se verifican en muchas reacciones químicas como: a) la presión se mantiene constante y b) no interviene trabajo alguno, salvo el que pueda efectuarse contra la presión atmosférica, entonces la ecuación queda; dW=PdV dP=0

Esta ecuación es válida solo si no se realiza ningún otro trabajo, salvo el mecánico ya considerado; en estas condiciones, dQ es diferencial exacta. EXPANSIÓN REVERSIBLE DEL PROCESO ADIABÁTICO

Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico. El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Q=0 U es la energía interna del sistema y W es el trabajo realizado por el sistema. Cualquier trabajo (W) realizado debe ser realizado a expensas de la energía U, mientras que no haya sido suministrado calor Q desde el exterior. El trabajo W realizado por el sistema se define como W=PΔV

La expansión adiabática de un gas ideal. Representación en un diagrama pV: el volumen aumenta y la presión y la temperatura disminuyen. En este caso varían simultáneamente la presión, el volumen y la temperatura, pero no son independientes entre sí. Se puede demostrar usando el Primer Principio que se cumple:

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Haciendo cambios de variable mediante de la ecuación de estado del gas ideal, obtenemos las relaciones entre las otras variables de estado:

El trabajo realizado por el gas lo calculamos a partir de la definición, expresando la presión en función del volumen:

Integrando se llega a:

La variación de energía interna se calcula usando la expresión general para un gas ideal:

Aplicando el Primer Principio:

Es decir, en una expansión adiabática, el gas realiza un trabajo a costa de disminuir su energía interna, por lo que se enfría. En el proceso inverso, el gas se comprime (W