García De Luna Alan Esteban
Termodinámica
Grupo: 8
Propiedades de las Sustancias Puras 3.1 Sustancia pura Es una sustancia que tiene una composición química fija, por ejemplo el agua, nitrógeno, helio, entre otros. Puede estar conformada por un solo elemento o un compuesto, siempre y cuando sea una mezcla homogénea. 3.2 Fases de una sustancia pura Las principales fases de las sustancias, incluso una misma sustancia se puede encontrar con distinta estructura molecular y se sabe que los sólidos tiene estructuras más fuertes que los gases. Cada una de las 3 fases cuenta con distintas características. 3.3 Procesos de cambio de fase en sustancias puras Se le llama líquido comprimido a subenfriado al agua que se encuentra en fase líquida y a la que está a punto de evaporarse líquido saturado. A un vapor a punto de condensare se le llama vapor saturado, mientras que a uno que no está a punto de condensarse le denominamos vapor sobrecalentado. Por otra parte, a la temperatura y presión que una sustancia pura cambia de fase se les llama temperatura y presión de saturación. Para fundir un sólido o evaporar un líquido se requiere una gran cantidad de energía, la cantidad de energía liberada o absorbida es el calor latente. La relación temperaturapresión en una gráfica recibe el nombre de curva de saturación líquido-vapor. 3.4 Diagramas de propiedades para procesos de cambios de fase Las variaciones que experimentan las propiedades durante el cambio de fase se comprenden con ayuda de diagramas de propiedades T-v, P-v y P-T, en los cuales siempre habrá un punto crítico. T-v: A presiones supercríticas, no hay un proceso definido de cambio de fase (ebullición). P-v: La presión en un dispositivo cilindro-émbolo, se puede disminuir al reducir el peso del émbolo. P-T: En este diagrama las tres fases están separadas en regiones y la línea de evaporación finaliza en el punto crítico. Las tres fases de una sustancia pueden coexistir en equilibrio en los diagramas se hallan sobre la línea triple de una sustancia. 3.5 Tabla de propiedades Algunas propiedades termodinámicas deben calcularse por medio de tablas de las relaciones que involucran propiedades medibles. En las tablas podemos encontrar la entalpía h y la entropía s. Siendo la entropía una propiedad relacionada a la segunda ley de la termodinámica. La entalpía de vaporización, representa la cantidad de energía para evaporar una masa unitaria de líquido saturado a una temperatura o presión determinada. Para analizar un vapor húmedo correctamente es necesario definir la calidad o título de x donde x=mvapor/mtotal. Si comparamos el vapor
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saturado con el saturado, el segundo posee presiones menores, temperaturas, volúmenes específicos, energías internas y entalpías mayores. Y al comparar un líquido comprimido con uno saturado, este primero tiene presiones superiores mientras que las temperaturas, volúmenes específicos, energías internas y entalpías inferiores. 3.6 Ecuación de estado de gas ideal Una ecuación de estado, es cualquier ecuación que relacione la presión, temperatura y volumen, específico de una sustancia, la ecuación de estado de gas ideal es PV=RT, donde R es la constante de proporcionalidad del gas, la cual varia. Un gas ideal es una sustancia imaginaria que obedece la relación PV=RT, este comportamiento es similar al de los gases reales a bajas densidades ya que implican presiones bajas y altas temperaturas. Sin embargo, a muchos gases se los pues tratar como imaginarios como lo son el oxígeno, helio, neón, entre otros. 3.7 Factores de compresibilidad, una medida de desviación del comportamiento de gas ideal Los gases se desvían del comportamiento de gas ideal en estados cercanos a la región de saturación y el punto crítico. La carta de compresibilidad nos dice que a presiones muy bajas los gases se comportan como ideal y a temperaturas muy altas sucede lo mismo. 3.8 Otras ecuaciones de estado Van der Waals: Se propuso en 1873, tiene dos constantes que se determinan por el comportamiento de una sustancia en el punto crítico, Considero la atracción intermolecular y el volumen de las moléculas. Beattie-Bridgeman: Propuesta en 1928, se basa en 5 constantes. Benedict-Webb-Rubin: En 1940, se amplió la ecuación de Beattie-Bridgeman y aumentaron las constantes a 8, Strobridge amplió las constantes a 16. Estado Virial: La ecuación de estado de una sustancia se puede expresar en forma de serie.
