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INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE SAN ANDRÉS TUXTLA

TERMODINÁMICA

UNIDAD 2: PROPIEDADES DE SUSTANCIAS PURAS

GRUPO 402- A

DOCENTE: ALEJANDRO OLIVERIO COPETE PAXTIAN

ALUMNO: MARLON KADHIR CASTRO MAYORAL (161U0120)

OBJETIVO DEL CURSO Interpretar y aplicar conceptos básicos y las leyes de la termodinámica para seleccionar y evaluar sistemas y equipos térmicos relacionados con la ingeniería electromecánica.

UNIDAD 1: conceptos básicos

UNIDAD 2: Propiedades de Sustancias Puras (Relaciones P-v-T)

La primera Ley de la Termodinámica. (Energía)

La Segunda ley de la Termodinámica. (Entropía)

Mezclas no reactivas.

1.1 Termodinámica Y Energía. 1.2 Energía Y Medio Ambiente. 1.3 Repaso De Sistemas De Unidades. 1.4 Sistemas Abiertos Cerrados. 1.5 Propiedades De Un Sistema. 1.6 Estado Y Equilibrio. 1.7 Propiedades Y Ciclos. 1.8 Densidad. 1.9 Temperatura Y Ley Cero De La Termodinámica. 1.10 Presión. 1.11 Forma de energía. 2.1 Fases y procesos de cambio de fase en sustancias puras. 2.2 Equilibrio de fases: Diagramas T-v, Pv, P-T y P-vT. 2.3 Tabla de propiedades termodinámicas 2.4 Ecuación de estado de gas ideal. 2.5 Factor de Compresibilidad. 2.6 Otras ecuaciones de estado. 2.7 Estados Con Gases Ideales y Reales. 3.1 Interacciones de Trabajo. 3.2 Interacciones de Calor. 3.3 Ley De Conservación De La Masa 3.4 Primera Ley de la termodinámica. 3.5 Calores Específicos. 3.6 Concepto De Entalpia 3.7 Concepto De Energía Interna 3.8 Balance de energía para sistemas cerrados. 3.9 Balance de energía para sistemas abiertos. 4.1 Máquinas Térmicas y Refrigeradores. 4.2 Enunciados de la Segunda Ley. 4.3 Procesos reversibles e irreversibles 4.4 Ciclo de Carnot 4.5 Entropía 4.6 Exergia 4.7 Trabajo Reversible 4.8 Balance de Exergia En Un Sistema Abierto 4.9 balance De Exergia En Un Sistema Cerrado 5.1 Fracciones molares y de masa. 5.2 Comportamiento p-v-t de mezclas de gases ideales y reales. 5.3 Propiedades de mezclas de gases ideales y reales. 5.4 Mezcla de gases ideales y vapores. 5.4.1 Aire seco y aire atmosférico. 5.4.2 Humedad específica y relativa. 5.4.3 Temperaturas usadas en psicrometría. 5.4.4 La carta psicométrica. 5.5 Procesos de acondicionamiento de aire.

Criterios de Evaluación 1-5 Investigación. Se calificará con una rúbrica para revisar las investigaciones debiendo tener los lineamientos siguientes: hoja de presentación, introducción, desarrollo del tema, diagrama e ilustraciones, ortografía, justificación, calidad del contenido, conclusión, mínimo 3 referencias bibliográficas y puntualidad. 35%

Exposición. Se evaluará con guía de observación. Considerando aspectos como: puntualidad, uso del tiempo, tono de voz, dominio del tema, atención a la audiencia, tamaño de la letra, ortografía, justificación del texto, síntesis de la información, calidad del contenido. 35%

Resolución de ejercicios prácticos. Ejercicios que al alumno resolverá en clase y extra clase, en forma correcta, acorde con el tema de la unidad, se evaluará con rubrica. 20%

Participación en exposición. Se calificará con rubrica, expone puntos de vista que complementan los temas abordados en clase, pudiendo ser resolución de ejercicios en pizarrón. 10%

FECHAS DE EVALUACION PRIMERA EVALUACIÓN

22/02/2018

SEGUNDA EVALUACIÓN

22/03/2018

TERCERA EVALUACIÓN

26/04/2018

CUARTA EVALUACIÓN

17/05/2018

QUINTA EVALUACIÓN

7/06/2018

UNIDAD II 2.1 Fases y procesos de cambio de fase en sustancias puras. 2.2 Equilibrio de fases: Diagramas T-v, Pv, P-T y P-v-T. 2.3 Tabla de propiedades termodinámicas 2.4 Ecuación de estado de gas ideal. 2.5 Factor de Compresibilidad. 2.6 Otras ecuaciones de estado. 2.7 Estados Con Gases Ideales y Reales

FORMA DE CALIFICAR DE LA UNIDAD 1 ALA 5 Investigación: Se calificará con unas rubrica para revisar las investigaciones debiendo tener los lineamientos siguientes hoja de presentación.

INTRODUCCION El más simple de los sistemas de hidrocarburos a considerar es el que contiene un solo componente, también llamado sistema desustancia pura. El entendimiento cualitativo de la relación entre temperatura T, presión p y volumen V de un componente puro puede proporcionarnos una excelente base para comprender el comportamiento de fases de las complejas mezclas que conforman el petróleo. Esta relación es convenientemente presentada en términos de las mediciones experimentales realizadas a una sustancia pura sujeta a cambios en presión y volumen a temperatura constante. En la industria petrolera, el estudio del comportamiento de fluidos es importante a la hora de la descripción y determinación de la propiedad de los mismos. Antes de adentrarse en el tema del comportamiento de fases, es importante reconocer los conceptos básicos.

2.1 FASES Y PROCESOS DE CAMBIO DE FASES EN SUSTANCIAS PURAS En los sólidos los enlaces moleculares son más fuertes ya que tienen un patrón tridimensional que se repite por todo el sólido, es decir posiciones fijas dentro del sólido. Procesos de cambio de fase en sustancias puras. Existen en la naturaleza muchas situaciones en que dos fases de una sustancia pura coexisten en equilibrio. El agua existe como líquido y vapor dentro de una olla de presión. A pesar de que todas las fases de las sustancias son importantes, solo se estudiarán las fases líquido y vapor y su mezcla. Liquido comprimido y liquido saturado Considerando que un contenedor tiene agua a 20°C y 1 atm de presión, se dice que bajo estas condiciones se trata de un líquido comprimido, es decir que no está a punto de evaporarse. Vapor saturado y vapor sobrecalentado. Una vez que la ebullición comienza, el aumento de temperaturas detendrá hasta que el líquido se evapore por completo. Durante este proceso lo único que cambia es el aumento de volumen.

2.2 EQUILIBRIO DE FASES: DIAGRAMAS T-v, P-v, P-T y P-v-T. Muchas de las operaciones industriales como, por ejemplo, la extracción, la absorción, la destilación o la adsorción relacionan varias fases coexistiendo en equilibrio. El equilibrio es una condición estática en la que no ocurren cambios en las propiedades macroscópicas de un sistema con el tiempo; esto implica un balance de todos los potenciales que podrían causar un cambio. En termodinámica un sistema en estado en equilibrio es aquél que se encuentra en condiciones tales que no presentan ninguna tendencia para que ocurra un cambio de estado. La termodinámica del equilibrio de fases busca establecer las relaciones entre varias propiedades. Si la temperatura, la presión y la concentración de las fases alcanzan sus valores finales, y en adelante permanecen constantes: el sistema está en equilibrio, sin embargo, a nivel microscópico las condiciones no son estáticas; las moléculas que se encuentran en una fase en un momento dado no son las mismas en esa fase un instante después. El flujo promedio de las moléculas es el mismo en ambas direcciones y no hay una transferencia de materia neta entre las fases.

DIAGRAMAS DE EQUILIBRIO: En el libro guía, (Smith y Col.) se encuentra este apartado, desarrollado a mayor profundidad, la intención de esta guía es esbozar las ideas más resaltantes del estudio cualitativo de las fases líquido vapor en coexistencia. El diagrama PTxy representado en la Fig., tiene un grado de complejidad mayor a los estudiados anteriormente con dos dimensiones. El diagrama de la Fig. 4.1, representa el espacio tridimensional de P-T y la composición de un sistema binario.

Los puntos C1 C2, representan los puntos críticos para cada una de las sustancias en estado puro. La superficie P-T-y1, incluye los estados de vapor saturado, y la superficie P-T-x1, los estados de líquido saturado.

Diagrama tridimensional PTxy para el equilibrio líquido/ vapor.

La región donde está situado el punto F, es líquido subenfriado, si se reduce la P a T y composición constante, se traza una línea vertical FG, la primera burbuja de vapor aparece en el punto L. Conforme sigue en descenso la P, se vaporiza en mayor cantidad el líquido hasta W, que representa el estado de vapor saturado.

2.3 TABLA DE PROPIEDADES DE TERMODINAMICA

2.4 ECUACIONES DE ESTADO DE GAS IDEAL De las tres leyes elementales de los gases se deduce que el volumen del gas debería ser directamente proporcional a la cantidad de gas, directamente proporcional a la temperatura Kelvin e inversamente proporcional a la presión.

Podemos combinar las tres expresiones en una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases:

Un gas cuyo comportamiento obedezca esta ecuación se denomina gas ideal o gas perfecto. La ecuación conocida como ecuación del gas ideal, explica la relación entre las cuatro variables P (Presión), V (Volumen), T (Temperatura) y n (Cantidad de sustancia). Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal.

Antes de utilizar la Ecuación necesitamos un valor numérico para R, que se denomina constante de los gases. El valor y las unidades de R dependen de las unidades de P, V, n y T. La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta. La cantidad de gas, n, normalmente se expresa en moles. Las unidades preferidas para la presión y el volumen suelen ser atm y litros, respectivamente. Sin embargo, podrían emplearse otras unidades.

2.5 FACTOR DE COMPRESIBILIDAD El Factor de compresibilidad (Z) se define como la razón entre el volumen molar de un gas real (Vreal) y el correspondiente volumen de un gas ideal (Videal),

Y se utiliza para comparar el comportamiento de un gas real respecto al establecido por la ecuación de los Gases Ideales. Partiendo de esta definición y recordando que

Sustituyendo en la definición de Z:

o bien Por lo tanto:

Es decir, Z representa un factor de corrección para la ecuación de los gases ideales. Con base en esto se encuentra tres tipos de comportamiento distintos:

Z = 1, comportamiento de Gas Ideal. (altas temperaturas y bajas presiones).

Z > 1, gases como el Hidrógeno y Neón, difícilmente compresibles (altas temperaturas y presiones).

Z < 1, gases como el O2, Argón y CH4, fácilmente compresibles (bajas temperaturas y altas presiones).

2.6 OTRAS ECUACIONES DE ESTADO Una vez que van der Waals presento su ecuación corrigiendo para gases reales diferentes científicos se dieron a la tarea de desarrollar ésta y a obtener nuevas ecuaciones tratando siempre de aumentar la exactitud, así como de poder cubrir ciertos intervalos de trabajo para los cuales la ecuación de van der Waals no arrojaba resultados adecuados. A continuación, se presentan algunas de las más comunes de estas ecuaciones. Ecuación de Berthelot: Es la ecuación de van der Waals modificada para tomar en cuenta la dependencia de las fuerzas de atracción con la temperatura. Se expresa de la siguiente manera:

en forma reducida quedaría:

Esta ecuación permite una mayor exactitud a bajas presiones y temperaturas.

Ecuación de Dieterici: Esta ecuación al introducir en el exponencial "e" mejora bastante la exactitud en las cercanías del punto crítico, fue propuesta en 1899 tan solo unos pocos años después de la de van der Waals, y se expresa de la siguiente manera:

y expresada en función de las variables reducidas queda:

Ecuación de Redlich y Kwong:

Ecuación Virial:

Kamerlingh Onnes sugirió en 1901 que las desviaciones de la idealidad se podían desarrollar mediante una serie de potencias partiendo de la definición de Z, en donde B, C, D, .... se denominan primero, segundo, tercero, etc. coeficientes viriales. Ecuación de Beattie – Bridgeman Esta ecuación utiliza cinco constantes específicas además de R y es conveniente para trabajos precisos, en especial en el intervalo de altas presiones:

En donde A y B están dado por las siguientes expresiones:

2.7 ESTADOS CON GASES IDEALES Y REALES. GASES IDEALES

Los gases ideales pueden definirse como gases hipotéticos formados por partículas puntuales que no sufran atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. La ecuación de estado que describe la relación entre presión, volumen, cantidad de gas ideal y temperatura es:

PV = nRT Donde:

P = Presión V = Volumen n = Número de moles T = Temperatura R = Constante universal de los gases

La ecuación anterior es resultado de la combinación de las expresiones derivadas de las siguientes leyes de los gases:

Ley de Boyle-Mariotte: También conocida como proceso isotérmico. Se afirma que cuando el volumen y presión de un gas es mantenida a temperatura y cantidad de materia constante, el volumen es inversamente proporcional a su presión; es decir, cuando se aumenta la presión el volumen disminuye y viceversa.

Además, que el producto de la presión por el volumen es constante (PV = ctte). P1V1 = P2V2

Ley de Avogadro: Las constantes son la presión y temperatura, dando como resultado que el volumen sea directamente proporcional al número de moles; es decir, el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo. (V1 / n1) = (V2 / n2)

Ley de charles: También conocido como proceso isobárico, afirma que, para una cantidad fija de gas a presión constante, el volumen que ocupa es directamente proporcional a la temperatura. (V1 / T1) = (V2 / T2)

Ley de Gas – Lussac: La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura; es decir, si aumentamos la temperatura, aumentará la presión y si disminuimos la temperatura disminuirá la presión. (P1 / T1) = (P2 / T2)

ACTIVIDADES EN CLASE.

CONCLUSIÓN Comprendimos que la termodinámica se utiliza día a día en nuestras vidas por eso es muy importante, la importancia de estos procesos termodinámicos en nuestro entorno y como estos afectan el medio en que vivimos y de allí presentar alternativas de mejoramiento en la conservación del ambiente.

BIBLIOGRAFÍAS. Çengel, Y. A., Boles, M. A., & Cázares, G. N. (2006). Termodinámica (No. QC311 C4 1996.). McGraw-Hill. www.slideshare.net www.apuntescientificos.org www.es.wikipedia.org