Propiedades de las sustancias puras.pptx
- 1. Propiedades de las sustancias puras TERMODINAMICA
- 2. Temas Sustancias puras. Fronteras de fases. Superficies P-v-T. Tablas de propiedades termodinámicas. Estados de 2 fases. Estados sólidos y líquidos. Estado de vapor supercalentado. Estado de gases ideales. Factor de compresibilidad. Ecuaciones de estado.
- 3. Sustancias puras Una sustancia que tiene una composición química fija en cualquier parte se llama sustancia pura. En otras palabras, una sustancia, sustancia química o sustancia pura es materia que contiene sólo un tipo de átomo o molécula y todas las de esa sustancia son iguales.
- 4. Sustancias puras El aire, por ejemplo, es una mezcla de varios gases, pero con frecuencia se considera como una sustancia pura porque tiene una composición química uniforme
- 5. Sustancias puras Una mezcla de dos o más fases de una sustancia pura se sigue considerando una sustancia pura siempre que la composición química de las fases sea la misma. Fases
- 6. Fases Por experiencia diaria conocemos 3 fases de la materia: liquido, solido y gas. Una fase tiene una configuración molecular distinta, es homogénea en todas partes y está separada de las demás fases por superficies frontera de fácil identificación.
- 7. Cambios de fase Para poder definir cuando una sustancia se encuentra en una fase u otra(o en ambas) es necesario introducir las siguientes definiciones. líquido comprimido o líquido subenfriado. líquido saturado. vapor saturado. mezcla saturada de líquido-vapor. vapor sobrecalentado.
- 8. Cambios de fase líquido comprimido o líquido subenfriado. Considere un dispositivo de cilindro- émbolo que contiene agua líquida a 20 °C y 1 atm de presión. En estas condiciones el agua existe en fase líquida y se denomina líquido comprimido o líquido subenfriado, lo cual significa que no está a punto de evaporarse.
- 9. Cambios de fase líquido saturado. Conforme se transfiere más calor, la temperatura aumenta hasta alcanzar 100 °C. punto en que el agua todavía permanece líquida, pero cualquier adición de calor hace que se vaporice algo de agua; es decir, está a punto de tener lugar un proceso de cambio de fase de líquido a vapor. Un líquido que está a punto de evaporarse se llama líquido saturado.
- 10. Cambios de fase mezcla saturada de líquido-vapor. Una vez que empieza la ebullición, el aumento de temperatura se detiene hasta que se evapora todo el líquido. Es decir, si la presión se mantiene constante, durante el proceso de cambio de fase la temperatura también lo hará. Casi a la mitad de la línea de evaporación el cilindro contiene cantidades iguales de líquido y vapor.
- 11. Cambios de fase vapor saturado Conforme continúa la transferencia de calor, el proceso de evaporación continuará hasta evaporarse la última gota de líquido. En ese punto el cilindro está lleno de vapor, el cual se halla en el borde de la fase líquida. Cualquier cantidad de calor que pierda este vapor hará que se condense (cambio de fase de vapor a líquido). Un vapor que está a punto de condensarse se llama vapor saturado.
- 12. Cambios de fase vapor sobrecalentado. Una vez completado, el proceso de cambio de fase termina y se alcanza una región de una sola fase (esta vez vapor). En este punto, transferir más calor da como resultado un aumento de temperatura y de volumen específico. En este caso la temperatura del vapor es, por ejemplo, 300 °C; si se transfiere algo de calor del vapor, la temperatura descendería un poco pero no habría condensación siempre que la temperatura permanezca por encima de 100 °C (para P =1 atm). Un vapor que no está a punto de condensarse (es decir, no es vapor saturado) se denomina vapor sobrecalentado.
- 13. Temperatura de saturación y presión de saturación A una determinada presión, la temperatura a la que una sustancia pura cambia de fase se llama temperatura de saturación, 𝑻𝒔𝒂𝒕. Del mismo modo, a una temperatura determinada, la presión a la que una sustancia pura cambia de fase se llama presión de saturación, 𝑷𝒔𝒂𝒕.
- 14. Superficies P-v-T Las variaciones que experimentan las propiedades durante los procesos de cambio de fase se comprenden mejor con la ayuda de diagramas de propiedades. Durante un proceso de cambio de fase, resulta obvio que la presión y la temperatura son propiedades dependientes y que hay una relación definida entre ellas, es decir, 𝑇 = 𝑓(𝑃).
- 15. Diagramas T-v El siguiente diagrama muestra como cambia la temperatura cuando aumenta o disminuye el volumen a diferentes presiones constantes para una sustancia pura(agua).
- 16. Diagramas T-v Punto critico. A medida que aumenta la presión, la línea que conecta los puntos de liquido saturado y vapor saturado se acorta y se convierte en un punto cuando la presión alcanza el valor de 22.06 MPa. Este punto se llama punto crítico y se define como el punto en el que los estados de líquido saturado y de vapor saturado son idénticos. La temperatura, la presión y el volumen específico de una sustancia en el punto crítico se denominan, respectivamente, temperatura crítica 𝑇𝑐𝑟, presión crítica 𝑃𝑐𝑟 y volumen específico crítico 𝑣𝑐𝑟.
- 17. Los estados de líquido saturado que se presentan en el diagrama anterior pueden conectarse mediante una línea llamada línea de líquido saturado, y los de vapor saturado mediante la línea de vapor saturado. Estas dos se unen en el punto crítico formando un punto máximo en la curva.
- 18. Diagramas P-v La forma general del diagrama P-v de una sustancia pura es similar a la del diagrama T-v, pero líneas de T constante en este diagrama presentan una tendencia hacia abajo.
- 19. Diagramas que incluyen a fase solida
- 20. Línea triple Dos fases que están en equilibrio son algo muy familiar, pero en algunas condiciones las tres fases de una sustancia pura también coexisten en equilibrio. En los diagramas P-v o T-v, estos estados de tres fases forman una línea llamada línea triple. Los estados que se hallan sobre la línea triple de una sustancia tienen la misma presión y temperatura, pero diferentes volúmenes específicos.
- 21. Diagramas P-T También se conoce como diagrama de fases por que las 3 fases están separadas por líneas, estas líneas convergen en un punto conocido como el punto triple, donde las tres fases coexisten en equilibrio.
- 22. Postulado de estado El estado de una sustancia simple compresible se determina mediante dos propiedades intensivas independientes cualquiera: una vez que se han fijado las dos propiedades, todas las demás se vuelven dependientes, a esto se le conoce como postulado de estado. El estado de un sistema compresible simple se especifica por completo mediante dos propiedades intensivas independientes.
- 23. Superficie P-v-T Teniendo en mente el postulado de estado y las 3 variables que hemos estado utilizando a lo largo del curso, como en cualquier ecuación con dos variables independientes en la forma 𝑧 = 𝑧(𝑥, 𝑦), es posible representa una superficie en el espacio.
- 24. Tablas de propiedades termodinámicas Las relaciones termodinámicas que rigen el comportamiento de las sustancias en las diferentes fases y estados que hemos visto hasta ahora son bastante complejas y se obtienen realizando extensos cálculos computacionales o a través de la experimentación, por lo tanto las propiedades suelen presentarse en forma de tablas.
- 25. Subíndices en las tablas El subíndice f se emplea para denotar propiedades de un líquido saturado y el subíndice g para expresar las propiedades de vapor saturado. Estos símbolos son de uso común en termodinámica y provienen del alemán. Otro subíndice común es fg, el cual denota la diferencia entre los valores de vapor saturado y líquido saturado de la misma propiedad. Por ejemplo: 𝑣𝑓 =volumen específico del líquido saturado 𝑣𝑔 =volumen específico del vapor saturado 𝑣𝑓𝑔 =diferencia entre vg y vf (es decir, 𝑣𝑓𝑔 = 𝑣𝑓 − 𝑣𝑔)
- 26. Calidad en una mezcla vapor-liquido Durante un proceso de evaporación, una sustancia existe como una parte líquida y otra de vapor, es decir, es una mezcla de líquido saturado y vapor saturado. Para analizar esta mezcla (vapor húmedo) de manera apropiada, es necesario conocer en qué proporciones se hallan dentro de la mezcla las fases líquida y de vapor. Esto se consigue definiendo una nueva propiedad llamada la calidad representada por x como la razón entre la masa de vapor y la masa total de la mezcla. 𝑥 = 𝑚𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑚𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑣𝑝𝑟𝑜𝑚 = 𝑣𝑓 + 𝑥 ∗ 𝑣𝑓𝑔
- 27. ejemplos
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- 30. Ecuaciones de estado Las tablas proporcionan información muy exacta acerca de las propiedades, pero son voluminosas y vulnerables a errores tipográficos. Un enfoque más práctico y deseable sería tener entre las propiedades algunas relaciones simples que sean suficientemente generales y precisas. Cualquier ecuación que relacione la presión, la temperatura y el volumen específico de una sustancia se denomina ecuación de estado. una de las ecuaciones mas sencillas es la del llamado gas ideal.
- 31. Gas ideal Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de particulas puntuales con desplazamiento aleatorio, que no interactúan entre sí. En 1662 el inglés Robert Boyle observó durante sus experimentos con una cámara de vacío que la presión de los gases es inversamente proporcional a su volumen. En 1802, los franceses J. Charles y J. Gay-Lussac determinaron de modo experimental que a bajas presiones el volumen de un gas es proporcional a su temperatura. 𝑃 = 𝑅 𝑇 𝑣 En una forma mas familiar: 𝑃𝑣 = 𝑅𝑇
- 32. Gas ideal En la ecuación anterior la constante de proporcionalidad R se denomina constante del gas. La constante R es diferente para cada gas.
- 33. Gas ideal Podemos aplicar la ecuación del gas ideal para relacionar dos estados diferentes en este de la siguiente manera: 𝑃1𝑣1 𝑇1 = 𝑃2𝑣2 𝑇2 Para intereses prácticos, muchos gases familiares como el aire, nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, helio, argón, neón, criptón e incluso algunos más pesados como el dióxido de carbono, pueden tratarse como gases ideales con un margen de error insignificante (con frecuencia menor a 1 por ciento).
- 34. Factor de compresibilidad Utilizamos el factor de compresibilidad como una medida de la desviación del comportamiento de un gas ideal de alguna sustancia, la ecuación de gas ideal es muy simple, por lo tanto, muy conveniente de usar. Pero los gases se desvían de manera importante del comportamiento de gas ideal en estados cercanos a la región de saturación y el punto crítico. Esta desviación (a una temperatura y presión fijas) se toma en cuenta con exactitud utilizando un factor de corrección conocido como factor de compresibilidad que esta definido como: 𝑍 = 𝑃𝑣 𝑅𝑇 Cuanto más lejos se encuentra Z de la unidad, mayor es la desviación que el gas presenta respecto al comportamiento de gas ideal.
- 35. Ejemplo Determine el volumen específico del refrigerante 134a a 1 MPa y 50 °C, con la ecuación de estado de gas ideal.
- 36. Ejemplo El volumen inicial de un gas es de 200 𝑐𝑚3 a una temperatura de 20 °C, calcule el volumen a 90 °C si la presión permanece constante.
- 37. Otras ecuaciones de estado La ecuación de estado de gas ideal es muy simple, pero su ámbito de aplicabilidad es limitado. Es deseable tener ecuaciones de estado que representen con precisión y sin limitaciones el comportamiento P-v-T de las sustancias en una región más grande. Naturalmente, esta clase de ecuaciones son más complicadas. Click to add text