Sustancia Pura.
Fases de una sustancia pura.
Superficie P-V-T
Ecuación de estado de gas ideal.
Otras ecuaciones de estado.
Diagrama de propiedades.
Factor de compresibilidad.
Gas real, leyes de los gases perfectos,ley de dalton, leyes de mezclas gaseosas.
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LUIS MIGUEL ALTAMIRANO BECERRA
ResponderEliminarE esta unoida nos hablo del liquido saturado.que es el estado en k todo solido se funde y empieza a formarse vapor
el vapor saturado. que es el estado en que todo liquido se vaòrizaen los cuales se hace referencia a una compresiòn, y la linea de liquido saturado es aquella linea que es formada de los estados liquidos saturados,. el punto critico es otro en este el punto que conecta la linea de liquido saturado y la linea de vapor saturado nos lo explica con diagramas las fases de estas como ocorren dentro existe tambien el llamado punto triple que no es mas que el estado donde todas las fases-solidas-liquidas-gaseosas se encuentran en equilibrio.,tambien viene lo k es las ecuaciones de estado que estas se relacionan con la presion-volumen y temperatura
LIQUIDO SATURADO
ResponderEliminarEs 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.
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.
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.
Donde
Vprom: 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 (Temperara vs. Volumen específico).
SUSTANCIAS PURAS
son aquellas que están formadas por partículas iguales.
Tienen propiedades especificas bien definidas. Estas propiedades no varían, aun cuando dicha sustancia pura se encuentre formando parte de una mezcla.
Algunas de estas propiedades son:
El color El sabor
La densidad
La temperatura de fusión
El olor La temperatura de ebullición
Son sustancias puras el agua, el alcohol, el nitrógeno, el oxígeno,...
FASES DE UNA SUSTANCIA PURA
Las sustancia puras existen en diferentes fases a diferentes temperaturas y presión normal, el cobre es sólido, el mercurio es líquido y el ozono es gas, las fases principales por lo tanto son el sólido, el líquido y el gaseoso (aunque en la actualidad ya se conocen 5 fases de la materia). El carbono por ejemplo en el grafito o en el diamante es sólido.
En le estado liquido las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las moléculas son menos fuertes, pero tienen cierto movimiento.
Estos estados pueden cambiar de una fase a otra dependiendo de las condiciones de presión y temperatura mediante los fenómenos físicos de fusión, solidificación, vaporización, condensación, sublimación y sublimación regresiva. Como se puede observar en la siguiente figura:
DIAGRAMA PVT
El diagrama PVT es la representación en el espacio tridimensional Presión - Volumen específico - Temperatura de los estados posibles de un compuesto químico.
Estos estados configuran en el espacio PVT una superficie discontinua, debiéndose las discontinuidades a los cambios de estado que sufre el compuesto al variarse las condiciones de presión y temperatura, que son las variables que suelen adoptarse como independientes en los estudios y cálculos termodinámicos, principalmente por la relativa sencillez de su medida.
Las superficies delimitan las zonas de existencia de la fase sólida, la fase líquida y la fase gaseosa.
Ecuación de estado del gas ideal
La ley de los gases ideales puede escribirse
Además, puede expresarse de este modo
Donde ρ es la densidad, γ el índice adiabático y u la energía interna. Esta expresión está en función de magnitudes intensivas y es útil para simular las ecuaciones de Euler dado que expresa la relación entre la energía interna y otras formas de energía (como la cinética), permitiendo así simulaciones que obedecen a la Primera Ley.
Ecuación de Van der Waals
La ecuación de Van der Waals es una ecuación que generaliza la ecuación de los gases ideales, haciendo entrar en consideración tanto el volumen finito de las moléculas de gas como otros efectos que afectan al término de presiones. Tiene la forma:
Nótese que Vm es el volumen molar. En esta expresión, a, b y R son constantes que dependen de la sustancia en cuestión.
La ecuación de Van der Waals fue una de las primeras que describía el comportamiento de los gases visiblemente mejor que la ley del gas ideal. En esta ecuación a se denomina el parámetro de atracción y b el parámetro de repulsión o el volumen molar efectivo. Mientras que la ecuación es muy superior a la ley del gas ideal y predice la formación de una fase líquida, sólo concuerda con los datos experimentales en las condiciones en las que el líquido se forma. Mientras que la ecuación de Van der Waals se suele apuntar en los libros de texto y en la documentación por razones históricas, hoy en día está obsoleta. Otras ecuaciones modernas sólo un poco más difíciles son mucho más precisas.
La ecuación de Van der Waals puede ser considerada como la "ley del gas ideal mejorada", por las siguientes razones:
Trata a las moléculas como partículas con volumen, no como puntos en el espacio. Por ello V no puede ser demasiado pequeño, y se trabaja con (V - b) en lugar de V.
Mientras que las moléculas del gas ideal no interaccionan, Van der Waals considera que unas moléculas atraen a otras dentro de una distancia equivalente al radio de varias moléculas. No provoca efectos dentro del gas, pero las moléculas de la superficie se ven atraídas hacia el interior. Se ve esto al disminuir la presión exterior (usada en la ley del gas ideal), y por ello se escribe (P + algo) en lugar de P. Para evaluar este 'algo', se examina la fuerza de atracción actuando en un elemento de la superficie del gas. Mientras que la fuerza que actúa sobre cada molécula superficial es ~ρ, la resultante sobre el elemento completo es ~ρ2~
Ecuación del Virial
Aunque generalmente no es la ecuación de estado más conveniente, la ecuación del Virial es importante dado que puede ser obtenida directamente por mecánica estadística. Si se hacen las suposiciones apropiadas sobre la forma matemática de las fuerzas intermoleculares, se pueden desarrollar expresiones teóricas para cada uno de los coeficientes. En este caso B corresponde a interacciones entre pares de moléculas, C a grupos de tres, y así sucesivamente.
Ecuación de Redlich-Kwong
R = constante de los gases (8.31451 J/mol•K)
La ecuación de Redlich-Kwong es adecuada para calcular las propiedades de la fase gaseosa cuando el cociente entre la presión y la presión crítica es menor que la mitad del cociente entre la temperatura y la temperatura crítica.
Ecuación de Soave
R = Constante de los gases (8,31451 J/ (K•mol))
en donde ω es el factor acéntrico del compuesto.
para el hidrógeno:
En 1972 Soave reemplazó el término a/√(T) de la ecuación de Redlich-Kwong por una expresión α(T,ω) función de la temperatura y del factor acéntrico. La función α fue concebida para cuadrar con los datos de las presiones de vapor de los hidrocarburos; esta ecuación describe acertadamente el comportamiento de estas sustancias.
Ecuación de Peng-Robinson
R = constante de los gases (8,31451 J/mol•K)
Donde ω es el factor acéntrico del compuesto.
La ecuación de Peng-Robinson fue desarrollada en 1976 para cumplir los siguientes objetivos:
Los parámetros habían de poder ser expresados en función de las propiedades críticas y el factor acéntrico.
El modelo debía ser razonablemente preciso cerca del punto crítico, particularmente para cálculos del factor de compresibilidad y la densidad líquida.
Las reglas de mezclado no debían emplear más que un parámetro sobre las interacciones binarias, que debía ser independiente de la presión, temperatura y composición.
La ecuación debía ser aplicable a todos los cálculos de todas las propiedades de los fluidos en procesos naturales de gases.
Generalmente la ecuación de Peng-Robinson da unos resultados similares a la de Soave, aunque es bastante mejor para predecir las densidades de muchos compuestos en fase líquida, especialmente los apolares.
Ecuación de BWRS
ρ = densidad molar
Los valores de los parámetros para quince sustancias pueden encontrarse en:
K.E. Starling, Fluid Properties for Light Petroleum Systems. Gulf Publishing Company (1973).
Elliott, Suresh, Donohue
La ecuación de estado de Elliott, Suresh, y Donohue (ESD) fue propuesta en 1990. Pretende corregir una desviación de la ecuación de estado de Peng-Robinson, en la cual existe una imprecisión en el término de repulsión de van der Waals. La ecuación tiene en cuenta el efecto de la forma de las moléculas apolares y puede extenderse a polímeros añadiendo un término extra (no se muestra). La ecuación fue desarrollada a partir de simulaciones informáticas y comprende la física esencial del tamaño, forma y puente de hidrógeno.
Donde:
Bibliografía: Elliott & Lira, Introductory Chemical Engineering Thermodynamics, 1999, Prentice Hall.
Ecuación de Bose ideal
La ecuación de estado para un gas de Bose ideal es
donde α es un exponente específico del sistema (por ejemplo, en ausencia de un campo de potencia, α=3/2), z es exp(μ/kT) donde μ es el potencial químico, Li es el poli logaritmo, ζ es la función zeta de Riemann y Tc es la temperatura crítica a la cual el condensado de Bose-Einstein empieza a formarse.
FACTOR DE COMPRESIBILIDAD z
El factor de compresibilidad Z, es un factor de corrección, que se introduce en la ecuación de estado de gas ideal para modelar el comportamiento de los gases reales, los cuales se pueden comportar como gases ideales para condiciones de baja presión y alta temperatura, tomando como referencia los valores del punto crítico, es decir, si la temperatura es mucho más alta que la del punto crítico, el gas puede tomarse como ideal, y si la presión es mucho más baja que la del punto crítico el gas también se puede tomar como ideal.
La desviación de un gas respecto de su comportamiento ideal se hace mayor cerca del punto crítico.
Remitiéndonos a la sección de Gases Ideales tenemos:
Introduciendo el factor de corrección Z:
Por lo tanto:
El factor Z también se puede entender como:
Donde
Vactual: volumen específico que se tiene del gas.
Videal: volumen específico del gas tomado de la ec. De gas ideal.
Significado del valor de Z
Si el valor de Z es igual a 1 esto indica que el gas se comporta como ideal. Si el valor de Z es mayor o menor que 1 el gas se comporta como un gas real. Mientras mas grande sea la desviación del valor de Z con respecto a 1, mayor es la desviación del comportamiento respecto al comportamiento ideal del gas.
Normalización de la temperatura y la presión
Los gases se comportan de forma similar a temperaturas y presiones normalizadas respecto a sus temperaturas y presiones críticas. Es decir, Z es aproximadamente igual a la misma presión y temperatura reducidas para todos los gases.
Presión Reducida
Temperatura Reducida
Volumen específico Pseudorreducido
Donde R=Rp: es decir, la constante particular del gas.
La carta o gráfica de compresibilidad generalizada de Nelson-Obert
Esta grafica es sumamente útil para determinar las propiedades de los gases bajo condiciones no ideales. Relaciona los valores de Z, Pr (presión reducida), Tr (temperatura reducida) y vr (volumen específico pseudorreducido).
LEYES DE LOS GASES PERFECTOS
Ley de Boyle - Mariotte
Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: PV=K (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes).
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.
Ley de Avogadro
Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n)
Matemáticamente, la fórmula es:
Ley de Charles
A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura.
Matemáticamente la expresión:
o
Ley de Gay-Lussac
La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.
Ley de los gases ideales
Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:
siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm•l•K−1•mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J•K−1•mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal•K−1•mol−1
R = 8,31451 10−10 erg •K−1•mol−1
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
LEY DE DALTON
Esta Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, .
En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir:
Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi, de dicho componente y su masa molecular, mi. En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación:
DAISY RAMIREZ*****
ResponderEliminar.1.1 Sustancias puras: elementos y mezclas
Las sustancias puras están formadas por partículas (átomos o moléculas) iguales, tienen una composición fija, no pueden separase por medios físicos. Tienen propiedades específicas: densidad, la temperatura permanece constante en los cambios de estado temperatura de ebullición y fusión), solubilidad, conductividad térmica y eléctrica y numerosas propiedades más.
Por ejemplo el alcohol etílico (componente de las bebidas alcohólicas) tiene, entre otras, las siguientes propiedades específicas:
- densidad 0,79 g/ml
- punto de fusión –114ºC
- punto de ebullición 78,5ºC
Además, es incoloro, de olor característico y totalmente miscible con el agua. Otro ejemplo: Cuando calentamos y evaporamos agua pura no queda ningún residuo y el líquido obtenido al condensar el vapor agua sigue siendo agua pura.
Para distinguir una sustancia pura de otra nos basamos en sus propiedades.
Las sustancias puras a su vez se clasifican en sustancias simples y sustancias compuestas. En las sustancias simples encontramos a los elementos químicos, y en las sustancias compuestas encontramos a los compuestos químicos.
Las sustancias simples pueden ser moleculares o atómicas, y no se descomponen en otras sustancias distintas. Ejemplo: oxígeno, nitrógeno.
Los elementos son sustancias puras más simples. Están formados por el mismo tipo átomos, y no pueden descomponerse. Se representan mediante símbolos.
El Ozono ( O3) y el oxígeno molecular (O2) están formados por átomos de oxígeno. Ejemplo: el elemento oro estará formado solamente por átomos de oro.
Los compuestos están formados por moléculas y éstas están formadas por unión de átomos de distintos elementos. Todas las moléculas del mismo compuesto son iguales entre sí. Los compuestos químicos pueden separarse por medios químicos.
Ejemplo: el agua pura estará formado solamente por moléculas de agua El agua puede descomponerse en sus elementos Hidrógeno y Oxígeno por un medio químico (la electrólisis).
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS PURAS
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.
Donde
vprom: 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 (Temperara vs. Volumen específico).
berenice godoy!!!!!
ResponderEliminarLas sustancias puras son aquellas que están formadas por partículas iguales.
Tienen propiedades especificas bien definidas. Estas propiedades no varían, aun cuando dicha sustancia pura se encuentre formando parte de una mezcla.
Algunas de estas propiedades son:
El color
El sabor
La densidad
La temperatura de fusión
El olor
La temperatura de ebullición
Por ejemplo, el agua líquida tiene una densidad de 1 g/cm3,y esta propiedad se mantiene constante, incluso si el agua forma pare de una disolución.
Son sustancias puras el agua, el alcohol, el nitrógeno, el oxígeno,...
Las mezclas estan formadas por dos o más sustancias puras. Están formadas por partículas diferentes.
Las mezclas no tienen propiedades especificas bien definidas. Las propiedades dependen de su composición, que puede ser variable según la proporción en la que intervengan los distintos ingredientes de la mezcla.
Por ejemplo, el agua del mar tiene una densidad y una temperatura de fusión y de ebullición que no son fijas, sino que depende de la cantidad de sales disueltas.
Hay dos clases de mezclas:
- Mezclas homogeneas o disoluciones: tienen un aspecto uniforme, son aquellas en las que no podemos distinguir visualmente sus componentes, como ocurre con el aire, el agua del mar, etc.
- Mezclas heterogeneas: son aquellas en las que sí se distinguen los componentes como ocurre con el granito o con algunos detergentes en polvo.
Fases de una sustancia
Las sustancias existen en diferentes fases, a temperatura y presión ambiente el cobre, hierro, plástico, oro es sólido, el aire, el nitrógeno es gaseoso, el agua, el mercurio es líquido.
Una sustancia puede tener varias fases con estructuras moleculares diferentes, por ejemplo el carbono puede existir como grafito o diamante en fase sólida. El hielo puede existir con siete fases sólidas diferentes.
Una fase se identifica como un arreglo molecular distinto, homogéneo en su totalidad y separado de las demás fases por medio de superficies identificables. Por ejemplo el agua y el hielo, estas son fácilmente identificables.
A nivel molecular, los enlaces moleculares del estado sólido son más fuertes que el estado líquido y este que el estado gaseoso.
En las moléculas del sólido existen pequeñas distancias intermoleculares, las fuerzas de atracción entre las moléculas son grandes y las mantienen fijas dentro del sólido.
En las moléculas del líquido es similar al estado sólido únicamente que las moléculas ya no mantienen posiciones fijas entre si y pueden rotar y trasladarse libremente. En un líquido las fuerzas intermoleculares son más débiles con relación a un sólido, pero son fuertes en comparación con los gases.
En la fase gaseosa las moléculas están bastante apartadas unas de otras y no hay un orden molecular. Las moléculas del gas se mueven al azar, en continuo choque entre si y con las paredes del recipiente que las contienen. Las fuerzas moleculares son muy pequeñas, en particular en bajas densidades, y las colisiones son la única interacción entre las moléculas. Las moléculas en estado gaseoso tienen un nivel de energía bastante mayor que en la fase líquida o sólida, o sea que el gas debe liberar una gran cantidad de energía antes de que pueda congelarse o condensarse.
Una sustancia pura puede existir en diferentes fases dependiendo del proceso, por ejemplo en la caldera existe agua líquida y vapor; un refrigerante en un condensador evaporativo existe inicialmente como vapor, luego como líquido.
Líquido sub-enfriado y líquido saturado
El agua adentro de un cilindro-pistón a 20ºC y 1 atm. Existe como líquido sub-enfriado o líquido comprimido, lo que significa que no está a punto de avaporarse. Al transferir calor a este VC (volumen de control) el agua aumenta por ejemplo a 20ºC por lo cual el agua líquida tendrá cierta expansión aumentando su volumen específico y el embolo se moverá ligeramente hacia arriba. Durante este proceso la presión del cilindro permanece constante en 1 atm. En este caso el agua sigue siendo líquido comprimido, pues no ha empezado a evaporarse.
Conforme se transfiere más calor, la temperatura aumentará hasta 100ºC. En este punto el agua sigue siendo un líquido, pero cualquier aumento de calor (no temperatura) causará algo de evaporación en el líquido. Este líquido que está a punto de evaporarse se le llama líquido saturado.
Vapor saturado y vapor sobrecalentado
En el VC anterior, al iniciarse la ebullición, la temperatura se detendrá hasta que el líquido se evapora completamente; media vez la presión se mantenga constante. Si en este punto se pierde calor al exterior, se inicia una leve condensación del vapor. Un vapor a punto de condensarse se le llama vapor saturado. Media vez el proceso de evaporación se alcanza completamente existe una sola fase de vapor y al llegar a este punto, una adición de calor ocasionará un aumento de temperatura y del volumen específico. Si la temperatura la llevamos hasta 332 ºC y si transferimos calor a los alrededores o se pierde calor, la temperatura descenderá pero no necesariamente ocurrirá condensación; únicamente hasta que la temperatura baje a 100ºC a 1 atm. De presión. Un vapor que no está a punto de condensarse se denomina vapor sobrecalentado. El proceso de cambio de fase a presión constante se representa en el siguiente diagrama T-v.
** Miguel Angel Limon Meza **
ResponderEliminar1.-SUSTANCIAS PURAS:
Las sustancias puras están formadas por partículas (átomos o moléculas) iguales, tienen una composición fija, no pueden separase por medios físicos. Tienen propiedades específicas: densidad, la temperatura permanece constante en los cambios de estado temperatura de ebullición y fusión), solubilidad, conductividad térmica y eléctrica y numerosas propiedades más.
Por ejemplo el alcohol etílico (componente de las bebidas alcohólicas) tiene, entre otras, las siguientes propiedades específicas:
- densidad 0,79 g/ml
- punto de fusión –114ºC
- punto de ebullición 78,5ºC
Además, es incoloro, de olor característico y totalmente miscible con el agua. Otro ejemplo: Cuando calentamos y evaporamos agua pura no queda ningún residuo y el líquido obtenido al condensar el vapor agua sigue siendo agua pura.
Para distinguir una sustancia pura de otra nos basamos en sus propiedades.
Las sustancias puras a su vez se clasifican en sustancias simples y sustancias compuestas. En las sustancias simples encontramos a los elementos químicos, y en las sustancias compuestas encontramos a los compuestos químicos.
Las sustancias simples pueden ser moleculares o atómicas, y no se descomponen en otras sustancias distintas. Ejemplo: oxígeno, nitrógeno.
Los elementos son sustancias puras más simples. Están formados por el mismo tipo átomos, y no pueden descomponerse. Se representan mediante símbolos.
El Ozono ( O3) y el oxígeno molecular (O2) están formados por átomos de oxígeno. Ejemplo: el elemento oro estará formado solamente por átomos de oro.
Los compuestos están formados por moléculas y éstas están formadas por unión de átomos de distintos elementos. Todas las moléculas del mismo compuesto son iguales entre sí. Los compuestos químicos pueden separarse por medios químicos.
Ejemplo: el agua pura estará formado solamente por moléculas de agua El agua puede descomponerse en sus elementos Hidrógeno y Oxígeno por un medio químico (la electrólisis).
2.-FASES DE UNA SUSTANCIA PURA
Las sustancia puras existen en diferentes fases a diferentes temperaturas y presión normal, el cobre es sólido, el mercurio es líquido y el ozono es gas, las fases principales por lo tanto son el sólido, el líquido y el gaséoso (aunque en la actualidad ya se conocen 5 fases de la materia). El carbono por ejemplo en el grafito o en el diamante es sólido.
Los enlaces entre las moléculas en el estado sólido son más fuertes que en los líquidos y estos son mas fuertes que en los gases y esto se debe a sus arreglos moleculares.
En le estado liquido las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las moléculas son menos fuertes, pero tienen cierto movimiento.
Estos estados pueden cambiar de una fase a otra dependiendo de las condiciones de presión y temperatura mediante los fenómenos físicos de fusión, solidificación, vaporización, condensación, sublimación y sublimación regresiva.
3.-SUPERFICIE P-V-T
El diagrama PVT es la representación en el espacio tridimensional Presión - Volumen específico - Temperatura de los estados posibles de un compuesto químico.
Estos estados configuran en el espacio PVT una superficie discontinua, debiéndose las discontinuidades a los cambios de estado que sufre el compuesto al variarse las condiciones de presión y temperatura, que son las variables que suelen adoptarse como independientes en los estudios y cálculos termodinámicos, principalmente por la relativa sencillez de su medida.
Las superficies delimitan las zonas de existencia de la fase sólida, la fase líquida y la fase gaseosa.
Nótese que para una fase dada P, V y T están relacionados por la ecuación de estado (tal como la ecuación de los gases perfectos o la ley de deformación elástica para los sólidos). Existe un cuarto parámetro, n, la cantidad de sustancia, responsable de que no existan zonas prohibidas en el diagrama variando simultáneamente P, V y T.
4.-ECUACION DE ESTADO DE GAS IDEAL:
El uso más importante de una ecuación de estado es para predecir el estado de gases y líquidos. Una de las ecuaciones de estado más simples para este propósito es la ecuación de estado del gas ideal, que es aproximable al comportamiento de los gases a bajas presiones y temperaturas mayores a la temperatura crítica. Sin embargo, esta ecuación pierde mucha exactitud a altas presiones y bajas temperaturas, y no es capaz de predecir la condensación de gas en líquido. Por ello, existe una serie de ecuaciones de estado más precisas para gases y líquidos. Entre las ecuaciones de estado más empleadas sobresalen las ecuaciones cúbicas de estado. De ellas, las más conocidas y utilizadas son la ecuación de Peng-Robinson (PR) y la ecuación de Redlich-Kwong-Soave (RKS). Hasta ahora no se ha encontrado ninguna ecuación de estado que prediga correctamente el comportamiento de todas las sustancias en todas las condiciones.
Además de predecir el comportamiento de gases y líquidos, también hay ecuaciones de estado que predicen el volumen de los sólidos, incluyendo la transición de los sólidos entre los diferentes estados cristalinos. Hay ecuaciones que modelan el interior de las estrellas, incluyendo las estrellas de neutrones. Un concepto relacionado es la ecuación de estado del fluido perfecto, usada en Cosmología.
5.-OTRAS ECUACIONES DE ESTADO:
Ecuaciones de estado más usadas. En las siguientes ecuaciones las variables están definidas como aparece a continuación; se puede usar cualquier sistema de unidades aunque se prefieren las unidades del Sistema Internacional de Unidades:
P = Presión (atmósferas)
V = Volumen
n = Número de moles
Vm = V/n = Volumen molar, el volumen de un mol de gas o líquido
T = Temperatura (K)
R = constante de los gases (8,314472 J/mol·K) o (0,0821 atm·L/mol·K)
6.-DIAGRAMA DE PROPIEDADES:
Los diagramas más comunes que se emplean son:
-Diagrama p-V (diagrama de Clapeyron): Este es uno de los más comunes. Tiene las siguientes propiedades de interés: el área bajo la curva representa el trabajo sin trasvasijamiento. En un ciclo cerrado, si el ciclo se recorre a favor de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es positivo (ciclo motriz). Si se recorre en contra de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es negativo (ciclo que absorbe trabajo).
-Diagrama T-S (temperatura-entropía o Diagráma Entrópico): es muy empleado, pues (si las evoluciones son reversibles) el área encerrada por el ciclo o bajo la curva representa los calores intercambiados.
-Diagrama H-S (entalpía-entropía o Diagrama de Mollier): También es diagrama común, pues permite representar con facilidad evoluciones reales y estudiar las variaciones de entalpía. Esto último es clave al momento de estudiar intercambios de calor y trabajo basándose en el primer principio.
Si, para un diagrama dado, se escojen las variables principales en forma adecuada, es posible deducir todas las variables termodinámicas de importancia a partir de las propiedades que aparecen en el diagrama.
7.-FACTOR DE COMPRENSIBILIDAD:
El factor de compresibilidad Z, es un factor de corrección, que se introduce en la ecuación de estado de gas ideal para modelar el comportamiento de los gases reales, los cuales se pueden comportar como gases ideales para condiciones de baja presión y alta temperatura, tomando como referencia los valores del punto crítico, es decir, si la temperatura es mucho más alta que la del punto crítico, el gas puede tomarse como ideal, y si la presión es mucho más baja que la del punto crítico el gas también se puede tomar como ideal.
8.-LEY DE DALTON:
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
frnacisco limon meza.
ResponderEliminarprofe el comentario que dice equipo 2 es mio.
ARMANDO FLORES GARCIA
ResponderEliminarLa Segunda Unidad trata lo que son las propiedades de las Sustancias Puras:
Sustancia pura: Se considera una sustancia pura aquella que mantiene la misma composición química en todos los estados.
Fases de una sustancia pura:
- Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación;
- Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o sublimación inversa);
- Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o licuefacción).
Superficie P-V-T: Es la representación en el espacio tridimensional Presión - Volumen específico - Temperatura de los estados posibles de un compuesto químico. Presentan una superficie discontinua, debiéndose las discontinuidades a los cambios de estado que sufre el compuesto al variarse las condiciones de presión y temperatura, que son las variables que suelen adoptarse como independientes en los estudios y cálculos termodinámicos, principalmente por la relativa sencillez de su medida.
Las superficies delimitan las zonas de existencia de la fase sólida, la fase líquida y la fase gaseosa.
Ecuación de estado de gas ideal: La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
P *V=n *R *T
Donde:
P= Presión
V= Volumen
n= Moles de gas.
R= Constante universal de los gases ideales (8,314472 J/mol•K) o (0,0821 atm•L/mol•K)
T= Temperatura en Kelvin.
Otras ecuaciones de estado:
Ecuación de Van der Waals
La ecuación de Van der Waals es una ecuación que generaliza la ecuación de los gases ideales, haciendo entrar en consideración tanto el volumen finito de las moléculas de gas como otros efectos que afectan al término de presiones. Tiene la forma:
Nótese que Vm es el volumen molar. En esta expresión, a, b y R son constantes que dependen de la sustancia en cuestión. Pueden calcularse a partir de las propiedades críticas de este modo:
a se denomina el parámetro de atracción y b el parámetro de repulsión o el volumen molar efectivo. Mientras que la ecuación es muy superior a la ley del gas ideal y predice la formación de una fase líquida, sólo concuerda con los datos experimentales en las condiciones en las que el líquido se forma.
La ecuación de Van der Waals puede ser considerada como la "ley del gas ideal mejorada", por las siguientes razones:
1. Trata a las moléculas como partículas con volumen, no como puntos en el espacio. Por ello V no puede ser demasiado pequeño, y se trabaja con (V - b) en lugar de V.
2. Mientras que las moléculas del gas ideal no interaccionan, Van der Waals considera que unas moléculas atraen a otras dentro de una distancia equivalente al radio de varias moléculas. No provoca efectos dentro del gas, pero las moléculas de la superficie se ven atraídas hacia el interior. Se ve esto al disminuir la presión exterior (usada en la ley del gas ideal), y por ello se escribe (P + algo) en lugar de P. Para evaluar este 'algo', se examina la fuerza de atracción actuando en un elemento de la superficie del gas. Mientras que la fuerza que actúa sobre cada molécula superficial es ~ρ, la resultante sobre el elemento completo es ~ρ2~
Ecuación del Virial
La ecuación del Virial es importante dado que puede ser obtenida directamente por mecánica estadística. Si se hacen las suposiciones apropiadas sobre la forma matemática de las fuerzas intermoleculares, se pueden desarrollar expresiones teóricas para cada uno de los coeficientes. En este caso B corresponde a interacciones entre pares de moléculas, C a grupos de tres, y así sucesivamente.
Ecuación de Redlich-Kwong
R = constante de los gases (8.31451 J/mol•K)
Aunque es mejor que la ecuación de Van der Waals, no da buenos resultados sobre la fase líquida y por ello no puede usarse para calcular precisamente los equilibrios líquido-vapor.
La ecuación de Redlich-Kwong es adecuada para calcular las propiedades de la fase gaseosa cuando el cociente entre la presión y la presión crítica es menor que la mitad del cociente entre la temperatura y la temperatura crítica.
Ecuación de Soave
R = Constante de los gases (8,31451 J/(K•mol))
en donde ω es el factor acéntrico del compuesto.
para el hidrógeno:
En 1972 Soave reemplazó el término a/√(T) de la ecuación de Redlich-Kwong por una expresión α(T,ω) función de la temperatura y del factor acéntrico. La función α fue concebida para cuadrar con los datos de las presiones de vapor de los hidrocarburos; esta ecuación describe acertadamente el comportamiento de estas sustancias.
Ecuación de Peng-Robinson
R = constante de los gases (8,31451 J/mol•K)
Donde ω es el factor acéntrico del compuesto.
La ecuación de Peng-Robinson fue desarrollada en 1976 para cumplir los siguientes objetivos:
1. Los parámetros habían de poder ser expresados en función de las propiedades críticas y el factor acéntrico.
2. El modelo debía ser razonablemente preciso cerca del punto crítico, particularmente para cálculos del factor de compresibilidad y la densidad líquida.
3. Las reglas de mezclado no debían emplear más que un parámetro sobre las interacciones binarias, que debía ser independiente de la presión, temperatura y composición.
4. La ecuación debía ser aplicable a todos los cálculos de todas las propiedades de los fluidos en procesos naturales de gases.
Generalmente la ecuación de Peng-Robinson da unos resultados similares a la de Soave, aunque es bastante mejor para predecir las densidades de muchos compuestos en fase líquida, especialmente los apolares.
Ecuación de BWRS
ρ = densidad molar
Elliott, Suresh, Donohue
La ecuación de estado de Elliott, Suresh, y Donohue (ESD) fue propuesta en 1990. Pretende corregir una desviación de la ecuación de estado de Peng-Robinson, en la cual existe una imprecisión en el término de repulsión de van der Waals. La ecuación tiene en cuenta el efecto de la forma de las moléculas apolares y puede extenderse a polímeros añadiendo un término extra (no se muestra). La ecuación fue desarrollada a partir de simulaciones informáticas y comprende la física esencial del tamaño, forma y puente de hidrógeno.
Donde:
Ecuación de Bose ideal
La ecuación de estado para un gas de Bose ideal es
donde α es un exponente específico del sistema (por ejemplo, en ausencia de un campo de potencia, α=3/2), z es exp(μ/kT) donde μ es el potencial químico, Li es el polilogaritmo, ζ es la función zeta de Riemann y Tc es la temperatura crítica a la cual el condensado de Bose-Einstein empieza a formarse.
Diagrama de propiedades:
Los diagramas más comunes que se emplean son:
- Diagrama p-V (peso-volumen o diagrama de Clapeyron): Este es uno de los más comunes. Tiene las siguientes propiedades de interés: el área bajo la curva representa el trabajo sin trasvasijamiento. En un ciclo cerrado, si el ciclo se recorre a favor de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es positivo (ciclo motriz). Si se recorre en contra de los punteros del reloj, el trabajo intercambiado es negativo (ciclo que absorbe trabajo).
- Diagrama T-S (temperatura-entropía o Diagráma Entrópico): es muy empleado, pues (si las evoluciones son reversibles) el área encerrada por el ciclo o bajo la curva representa los calores intercambiados.
- Diagrama H-S (entalpía-entropía o Diagrama de Mollier): También es diagrama común, pues permite representar con facilidad evoluciones reales y estudiar las variaciones de entalpía. Esto último es clave al momento de estudiar intercambios de calor y trabajo basándose en el primer principio.
Factor de comprensibilidad:
El factor de compresibilidad Z, es un factor de corrección, que se introduce en la ecuación de estado de gas ideal para modelar el comportamiento de los gases reales, los cuales se pueden comportar como gases ideales para condiciones de baja presión y alta temperatura, tomando como referencia los valores del punto crítico, es decir, si la temperatura es mucho más alta que la del punto crítico, el gas puede tomarse como ideal, y si la presión es mucho más baja que la del punto crítico el gas también se puede tomar como ideal.
La desviación de un gas respecto de su comportamiento ideal se hace mayor cerca del punto crítico.
Remitiéndonos a la sección de Gases Ideales tenemos:
Introduciendo el factor de corrección Z:
Por lo tanto:
El factor Z también se puede entender como:
Donde
vactual: volumen específico que se tiene del gas.
videal: volumen específico del gas tomado de la ec. de gas ideal.
Significado del valor de Z
Si el valor de Z es igual a 1 esto indica que el gas se comporta como ideal. Si el valor de Z es mayor o menor que 1 el gas se comporta como un gas real. Mientras mas grande sea la desviación del valor de Z con respecto a 1, mayor es la desviación del comportamiento respecto al comportamiento ideal del gas.
Gas real: Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales.
Leyes de los gases perfectos:
Ley de Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de materia constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión:
(n, T ctes.)
Leyes de Charles y Gay-Lussac
En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.
Proceso isobaro (de Charles)
(n, P ctes.)
Proceso isocoro (de Gay-Lussac)
(n, V ctes.)
Ley de Avogadro
La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que:
(T, P ctes.)
Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos. Una forma alternativa de enunciar esta ley es:
El volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo.
Ley de Dalton:
Esta Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, .
En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir:
Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi, de dicho componente y su masa molecular, mi. En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación:
Leyes de mezclas gaseosas:
Ley de Dalton de las presiones parciales: Los gases que no reaccionan pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción para dar lugar a mezclas homogéneas. La relación que explica la presión de los gases en estas mezclas es la ley de Dalton de las presiones parciales. Esta ley nos dice que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de cada elemento.
Donde P es la presión total de la mezcla y Px denota la presión parcial de x.
Ley de Graham de la difusión y efusión: La difusión es el fenómeno por el que un gas se dispersa en otro, dando lugar a una mezcla. La mezcla gradual de las moléculas de un gas con las del otro, en virtud de sus propiedades cinéticas constituye una demostración directa del movimiento aleatorio de las moléculas.
A pesar de que las velocidades moleculares son muy elevadas, el proceso de difusión requiere bastante tiempo, debido al elevado número de colisiones que experimentan las moléculas en movimiento. Graham encontró que las velocidades de difusión de las sustancias gaseosas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares cuando P y T son constantes.
La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un recipiente al exterior a través de una pequeña abertura. Se ha demostrado que la velocidad de efusión es directamente proporcional a la velocidad media de las moléculas.
Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases efundan en las mismas condiciones de presión y temperatura, demostrándose que dichos tiempos son inversamente proporcionales a sus velocidades. Así, cuanto más pesada es la molécula más tardará en efundir.