UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA FACULTAD DE INGENIERIAS CARRERA DE INGENIERÍA MECÁNICA 7M.2
CALOR SENSIBLE EN SISTEMAS CERRADOS A PRESION
Henrry Torres Quito, 02 – 07 - 2013
Índice: OBJETIVO GENERAL ....................................................................................................................... 3 OBJETIVOS ESPECIFICOS ............................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................ 4 CALOR .................................................................................................................................................
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PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (SISTEMAS CERRADOS) ..................................... 10 CALCULOS CON LA TABLA 1: ...................................................................................................... 24 CALCULOS CON LA TABLA 2: ...................................................................................................... 36 CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:................................................................................. 48 BIBLIOGRAFIA: ............................................................................................................................... 49
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Índice: OBJETIVO GENERAL ....................................................................................................................... 3 OBJETIVOS ESPECIFICOS ............................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................ 4 CALOR .................................................................................................................................................
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PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (SISTEMAS CERRADOS) ..................................... 10 CALCULOS CON LA TABLA 1: ...................................................................................................... 24 CALCULOS CON LA TABLA 2: ...................................................................................................... 36 CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:................................................................................. 48 BIBLIOGRAFIA: ............................................................................................................................... 49
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OBJETIVO GENERAL Analizar un proceso en un sistema cerrado abierto a la atmosfera de manera experimental mediante una práctica de laboratorio.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
Conocer en funcionamiento de una olla de presión así como también sus partes principales.
Con los datos obtenidos y registrados calcular el calor sensible trasferido a la olla.
Analizar los datos y resultados obtenidos de la práctica mediante las curvas de calor vs temperatura, calor vs presión etc.
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INTRODUCCIÓN Cuando dos sistemas, a temperaturas diferentes, se ponen en contacto, la temperatura final que ambos alcanzan tiene un valor intermedio entre las dos temperaturas iniciales. Ha habido una diferencia de temperatura en estos sistemas. Uno de ellos ha perdido "calor" (su variación de temperatura es menor que cero ya que la temperatura final es menor que la inicial) y el otro ha ganado "calor" (su variación de temperatura es positiva). La cantidad de calor (cedida uno al otro) puede medirse, es una magnitud escalar que suele ser representada mediante la letra Q. Durante mucho tiempo se pensó que el calor era una especie de "fluido" que pasaba de un cuerpo a otro (se le conocía como calórico). Hoy se sabe que el calor es una onda electromagnética (posee la misma naturaleza que la luz) y su emisión depende de la vibración de los electrones de los átomos que forman el sistema.
Si el calor es precisamente otra forma de energía, cualquier unidad de energía puede ser una unidad de calor. El tamaño relativo de las "unidades de calor" y las "unidades mecánicas" puede encontrarse a partir de los experimentos en los cuales una cantidad conocida de energía mecánica, medida en joules, se añade al sistema (recipiente de agua, por ejemplo). Del aumento de temperatura medido puede calcularse cuanto calor (en calorías) tendremos que añadir a la muestra de agua para producir el mismo efecto. De esa manera puede calcularse la relación entre Joule. En Manchester, Inglaterra, durante la década de 1840, James P. Joule (1818 – 1889) Realizó una serie experimentos en recipientes aislados, colocando en ellos cantidades conocidas de agua, aceite y mercurio. El aparato que utilizó originalmente tenía unas pesas, y que al caer, hacían girar un conjunto de paletas sumergidas en agua. La pérdida de energía mecánica (debido al rozamiento) se calculaba conociendo las pesas y las alturas de las cuales caían. La energía calorífica equivalente era determinada a través de la masa de agua y su aumento de temperatura. Así, Joule demostró que existe una 4
relación cuantitativa entre calor y trabajo, y que el calor es una forma de energía. Los resultados numéricos obtenidos fueron: 1 kcal = 1000 cal = 4186 joules.
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CALOR Calor, Q, es una forma de transporte de energía (energía térmica) entre dos sistemas
“
que están a distinta temperatura, por lo tanto está asociada a un proceso. El proceso microscópico por el que ocurre esta transferencia es simple aunque muy complejo de describir matemáticamente. 1 ”
El que dos sistemas tengan distinta temperatura significa que las partículas (átomos y/o moléculas) tienen distinta energía cinética media. En el de mayor temperatura las partículas se moverán en promedio con mayores velocidades que en el de menor temperatura. Si se los sistemas se ponen en contacto a través de una pared lo que ocurrirá es que las partículas que choquen con ella intercambiarán su energía de la misma forma que en un choque elástico de dos masas con distinta energía cinética. De esta forma "poco a poco" un sistema irá perdiendo energía cinética y el otro ganándola (conservación de la energía) o lo que es lo mismo uno irá bajando su temperatura y el otro subiéndola hasta que estas se igualen. En este momento se ha llegado al equilibrio "térmico". Este es un equilibrio dinámico desde el punto de vista microscópico, es decir seguirán intercambiándose energía cinética a través de la pared cada vez que lleguen partículas a ella, pero estos cambios se compensan en promedio. En realidad el proceso es algo más complicado pero es esencialmente el mismo: la pared tiene un papel intermediario entre los sistemas llevando energía térmica por choques de las partículas de cada sistema con las de la pared, luego entre estas y finalmente estas con las del otro sistema. Tal como está definido el calor no hay duda de que para que exista debe existir una diferencia de temperatura y por lo tanto NO tiene ningún sentido asignar calor a un estado termodinámico de equilibrio. Una pared que impida el paso de energía térmica es una pared aislante y que llamaremos también pared adiabática. Un proceso donde no hay calor transferencia de energía térmica, lo llamamos adiabático. A nivel molecular es prácticamente imposible describir con expresiones matemáticas los detalles de la transferencia de energía térmica, sin embargo macroscópicamente acaba 1
http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/gnavascu/TERMOTECNIA_10_11/BlaBla_3_1aLeyCerrados.pdf
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siendo elemental: sólo usamos una variable, Q, para representar la cantidad de energía térmica que pasa de un sistema a otro. Con du cti vi dad té r mi ca
Aunque todos los materiales son capaces de transferir energía térmica está claro que, cuantas más partículas participen en choques con las vecinas, mayor conductividad térmica mostrará un sistema, más rápidamente se producirá el intercambio de energía. Así los sistemas densos, sólidos y líquidos, tendrán mayor capacidad de conducción del calor que los gases. Por otra parte los metales y los fluidos ionizados, además de sus átomos ionizados, disponen de electrones aumentando el número de partículas capaces de transferir la energía térmica (y también carga). La rigidez del sólido también favorece la conducción ya que se transmite cualquier movimiento con mayor facilidad, el diamante es una de los mejores conductores del calor. Los aislantes usuales son sólidos poco rígidos: blandos. La variable que caracteriza la capacidad de conducción térmica se
llama conductividad térmica κ y se define a través de la relación: Flujo de calor = - κ A dT/dx (ley de Fourier). Que relaciona el flujo de calor Q, energía térmica, por unidad de tiempo que atraviesa una superficie de área A de un material de espesor dx con una diferencia de temperatura dT entre sus extremos. La ley de Fourier se puede rescribir como: dQ/dt = - κ A dT/dx. Donde dQ no es una diferencia entre dos valores muy próximos como puede serlo dt, dT o dx (diferencia entre dos tiempos, dos temperaturas dos posiciones muy próximas respectivamente), sino simplemente una cantidad de calor muy pequeña (nunca una diferencia). Esta expresión nos dice que a mayor dT, mayor A y menor dx, mayor es la transferencia de calor, dQ, por unidad de tiempo, de acuerdo con la intuición. De la ley de Fourier se obtiene que las unidades de la constante k son julio/segundo-metro-Kelvin = Watios/metro-Kelvin. k varía mucho de un sistema a otro: entre el diamante y el aire k varía seis órdenes de magnitud. (k(diamante)=2300W/mK, k(aire)=0.026W/mK).
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Observe que esta ley es análoga a la Ley de Ohm y a la Ley de Fick. En efecto la corriente eléctrica es (ahora Q ser la carga):
IQ= dQ/dt = dV/R = dV / (dx / σ A) = σ A dV/dx, Donde σ es la conductividad eléctrica y V el potencial. La corriente de partículas (difusión) es IN= dN/dt =- D A dC/dx, Donde D es el coeficiente de difusión. En todas estas expresiones hay una causa (diferencia de temperatura, de potencial o de concentración entre dos puntos distantes dx) que genera un transporte (energía, carga o partículas) y donde se supone que la causa no es demasiado fuerte para poder establecer una simple relación lineal entre ella y el efecto. Convección
Hay otra manera de transportar energía térmica que resulta del movimiento interno de partes del sistema que simultáneamente está intercambiando calor con otro sistema de diferente temperatura. El ejemplo más claro es la transferencia de energía térmica que se produce desde una superficie caliente al aire que le rodea; este se calienta, se dilata y desplaza al aire más frío que está a una mayor altura. En el desplazamiento va intercambiando energía térmica con el aire más frío. El resultado es una corriente ascendente de aire desde la superficie caliente hasta una cierta altura donde el aire está a una temperatura inferior. A la vez existe otra corriente de aire frío, de más baja temperatura, desde lo alto hasta la superficie. Estas corrientes se llaman de convección. Un gradiente de temperatura acaba estableciéndose en la columna de aire (se supone que la parte alta del aire es un sumidero de energía para poder llegar al estado estacionario). El mismo caso es el de la ebullición del agua en un recipiente: las burbujas formadas en la parte inferior van intercambiando calor con el agua más fría. La convección puede forzarse por cualquier procedimiento que aumente el desplazamiento del sistema intercambiador de energía. En los ejemplos mencionados podría ser un ventilador y un agitador respectivamente. La tasa de enfriamiento por 8
convección fue estudiada por Newton quien propuso la variación de calor por convección puede aproximarse a (en contraste con la ley de Fourier, la de Newton es empírica): dQ/dt = h A (TS - TF), (Ley de enfriamiento de Newton), Donde h es el coeficiente de convección, A es el área de la superficie caliente, TS es su temperatura y TF es la del fluido suficientemente alejado de la superficie. h es una variable empírica que depende de un buen número de circunstancias (tipo de fluido, su velocidad, la geometría del sistema entre otras). La ley de enfriamiento no tiene una base microscópica que la justifique, así que es una cuación obtenida exclusivamente de la observación. Las unidades de h deben ser W/m2 K. La convección puede ser forzada o no (libre) dependiendo de si existe un mecanismo adicional (por ejemplo un ventilador) que refuerce la transmisión de calor; la constante h debe ser necesariamente diferente si existe este mecanismo.
Radiación
Todos los cuerpos por el mero hecho de tener temperatura emiten radiación electromagnética (EM) y por tanto pierden energía. La física estadística demuestra que la potencia perdida (energía por unidad de tiempo) está dada por:
P = ε σ A T4, (Ley de Stefan-Boltzmann) Donde A es el área de la superficie del cuerpo, T la temperatura absoluta del cuerpo y σ es la constante universal de Stefan-Boltzmann (σ= 5.67x10-8 W/(m2K4)). ε, emitancia, es una constante que depende de cada cuerpo y su valor está comprendido entre cero y uno. Simultáneamente a la emisión EM, todos los cuerpos absorben radiación EM de los cuerpos que les rodean. La energía recibida por unidad de tiempo, potencia, sigue una ley semejante a la de emisión:
P = α σ A T4 Donde ahora α es el coeficiente de absorción, absortancia, cuyo valor vuelve a estar
entre cero y uno y T la temperatura del cuerpo emisor. Usualmente ε tiene un valor muy parecido a α como ε dependen incluso de la frecuencia de la radiación EM). El balance
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de energía del intercambio de energía EM puede escribir de forma aproximada, con la
aproximación a ≈ε, como, P = ε σ A (TS4 – T alrededores 4). El caso en el que ε=α=1 es el del llamado cuerpo negro.
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (SISTEMAS CERRADOS) Si un sistema es cerrado (no hay tiene intercambio de energía con el resto del universo, los alrededores) cualquier pequeño cambio de energía interna, dU, del sistema es debido al balance de la transferencia de calor, dQ, y el trabajo realizado, dW, por o sobre el sistema. Esta sentencia no describe sino la conservación de la energía. Hay un convenio, artificial y confuso, para poner signo a las variaciones de energía. Naturalmente nadie discute que dU>0 si el sistema aumenta su energía en un proceso termodinámico y naturalmente el resto del universo pierde la misma cantidad de energía. Pero el trabajo, W, y el calor, Q, es un intercambio de energía que gana (o pierde) una de las partes, sistema o resto del universo, y por lo tanto pierde (o gana) la otra. ¿Qué signo ponemos a Q y W? Siempre estamos interesados en las propiedades del sistema y normalmente lo miramos todo desde el punto de vista del sistema así que, si no hay trabajo, escribimos dU=dQ indicando que cuando dQ>0 el sistema recibe energía (térmica) y debe aumentar por tanto su energía interna y cuando dQ<0 el sistema cede energía (térmica) y debe
disminuir su energía interna. Esto es muy razonable y “debería” hacerse lo mismo con el trabajo: en un proceso puramente mecánico (dQ=0) deberíamos escribir dU=dW. Pero se hace justo lo contrario (salvo en el mundo de los físicos): dU=-dW y se añade una coletilla para compensar el signo – (es decir para que tenga sentido la igualdad) dW es + si el sistema hace trabajo (pierde energía para hacerlo y así dU<0) y es - si se hace trabajo sobre el sistema (gana energía y así dU>0). Con este criterio la 1ª Ley de la termodinámica se escribe: dU = dQ – dW
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Y es la forma que seguiremos durante el curso. Fíjese que la energía total E del sistema puede adquirir también energía cinética y energía potencial. El cambio de energía total se puede escribir: dE = dQ – dW donde dE = dU + dEc+ dEp . Notas: En muchas circunstancias la energía cinética cambia a costa de la potencial gravitatoria por lo que se cancelan y el cambio de energía total se reduce al de la energía interna. Cuando un sistema ha seguido un proceso finito termodinámico (hasta el momento sólo hemos considerado un proceso entre dos estados muy próximos y por eso los cambios han sido infinitesimales) a través de sucesivos estados de equilibrio, el calor total Q y el trabajo total W es la suma de los pequeños calores dQ y dW sufridos por el sistema a lo largo del proceso:
Q= ∫dQ y W=∫dW (¡NO son integrales de Q y W, son sumas de pequeñas contribuciones dQ y dW!) Y la primera Ley para el proceso completo se escribe (ignorando los posibles cambios de energía cinética y potencial):
∆U = Q – W. Fíjese que si el proceso acaba dejando el sistema en el mismo estado que en el que
estaba inicialmente la energía interna tendrá que volver a ser la misma, es decir ΔU=0 y por tanto: 0 = Q – W. Estos procesos se llaman ciclos. Otra manera de escribir la ley es expresar los cambios de las distintas energías por unidad de tiempo (potencia):
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dU/dt = dQ/dt – dW/dt, (¡NO son derivadas de Q y W, son cocientes de dQ y dW entre dt!). Sin embargo hay que tener cuidado con esta expresión ya que estrictamente los procesos entre estados de equilibrio necesitan de un tiempo infinito (recuerde la discusión sobre el equilibrio del capítulo primero) incluso entre estados de equilibrio muy próximos. Por lo tanto las variaciones de energía con el tiempo se deben entender de forma práctica, es decir como los cambios de energía producidos en los tiempos reales aunque no se haya llegado al equilibrio absoluto; lo que estamos haciendo es barrer debajo de la alfombra en la esperanza de que no se note demasiado: las variables han tomado un valor que para que queremos estén suficientemente bien definidas para que el proceso no sea muy diferente del que estamos suponiendo entre los sucesivos estados de equilibrio. Repr esentaci ón g eomé tr i ca del tr abaj o y el cal or .
El trabajo realizado en un proceso con cambio de volumen tiene una forma muy clara y útil de representarse en un diagrama p-v (y también en los diagramas equivalentes F-x,
γ-A, σ-L, … para otros tipos de trabajo). El trabajo en un proceso infinitesimal está dado dW=pdV (para el criterio del signo escogido para el trabajo, con el otro criterio sería – pdV). Esta expresión dice que un pequeño cambio de volumen, dV, en un sistema que está a una presión p requiere un trabajo dado por el producto de la presión del sistema y el cambio de volumen. El cambio de volumen es tan pequeño que los cambios depresión en este proceso infinitesimal, también infinitesimales, producen contribuciones de segundo orden al trabajo. El caso es que el trabajo dW resulta ser el área del rectángulo de altura p y anchura dV. Si el proceso es finito, el trabajo total es la suma de contribuciones infinitesimales p1dV1+ p2dV2+ p3dV3+ ... + pfinaldVfinal (esta suma es lo que llamamos integral y
que simplificamos escribiendo ∫pdV ) o lo que es lo mismo la suma de las áreas correspondientes, que es en definitiva el área encerrada por la curva que representa el proceso en el diagrama p-v, el eje v y las presiones inicial y final.
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Es tan útil la representación geométrica del trabajo que no estaría demás poder contar con algo similar para el calor. Para ello necesitamos introducir la variable entropía. Más adelante cuando estudiemos la segunda ley de la termodinámica veremos con cierto detenimiento el significado de la entropía, ahora vamos a introducirla desde un punto de vista práctico que nos ayudará a discutir y evaluar los cambios de energía en distintos procesos y representar gráficamente el calor. Vamos a suponer que existe una propiedad que depende del estado del sistema (y naturalmente de la sustancia) que llamamos entropía y tal que dQ=TdS: un cambio infinitesimal de entropía de un sistema que está a una temperatura T requiere una transferencia de calor dado por el producto de la temperatura del sistema y el cambio de entropía. Observe el paralelismo entre dW=pdV y dQ=TdS. P y T son variable intensivas, V y S son extensivas (lo veremos más adelante para el caso de S), todas ellas existen como variables de estado del sistema (variables de estado) pero dW y dQ sólo existen en un proceso. Podríamos tener la tentación de utilizar la expresión dQ=TdS como una definición de S, pero esto no es un asunto trivial al ser T y S son funciones de estado y Q no. Tendríamos que demostrar que existe tal variable, S, función de estado y que dQ=TdS. Supongamos que existe. Podemos hacer como los mecánicos británicos del siglo XVIII que se dieron cuenta que las calorías del carbón quemado se podía poner como producto de la temperatura y otra cantidad (dS) y construyeron tablas de estas variables para su uso en las máquinas de vapor usadas en minas, telares, molinos y locomotoras. Desconocían su significado, y quizás ni se lo preguntaron, pero demostraron su existencia de forma práctica. De momento haremos casi lo mismo: aceptamos de momento que existe una propiedad, S, que llamamos entropía, es decir es una función de estado, que además es aditiva, la entropía total es la suma de las entropías de las partes del sistema, y finalmente que dQ=TdS. Ahora es evidente que en el diagrama T-S, el calor de un proceso es el área encerrada por la curva que representa un proceso, el eje de S y la entropía inicial y final. Con ayuda de todo lo anterior la primera ley de la termodinámica se puede escribir como 13
dU = TdS – pdV. Aplicación
La primera ley de la termodinámica se aplica a todo proceso de la naturaleza que parte de un estado de equilibrio y termina en otro. Un sistema está en estado de equilibrio cuando puede ser descrito por medio de un grupo apropiado de parámetros constantes del sistema como presión, el volumen, temperatura, campo magnético, entre otros. La primera ley sigue cumpliéndose si los estados por los que pasa el sistema de un estado inicial (equilibrio), a su estado final (equilibrio), no son ellos mismos estados de equilibrio. Por ejemplo, es posible aplicar la ley de la termodinámica a la explosión de un cohete en un tambor de acero cerrado. La primera ley establece que la energía se conserva, sin embargo, cuando un cuerpo caliente y otro frío se ponen en contacto no ocurre que el primero se pone más caliente y el segundo más frío. Si bien no se viola la primera ley, esta no restringe la capacidad de convertir trabajo en calor o calor en trabajo, especifica únicamente que la energía debe conservarse durante el proceso. La realidad es que, aunque es posible convertir una pequeña cantidad de trabajo en calor, no se ha podido hallar un procedimiento que convierta por completo una cantidad dada de calor en trabajo. La segunda ley de la termodinámica se ocupa de este problema y aunque su contenido pueda parecer abstracto, su aplicación ha demostrado ser extremadamente práctico. B al an ce de ener gía par a sistemas cer r ados
En un sistema cerrado no hay transferencia de materia entre él y los alrededores, por lo tanto, no hay transporte de energía interna, sin embargo, la energía puede entrar y salir del sistema en forma de calor o trabajo.
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Todos los cambios en la energía entre un sistema cerrado y sus alrededores aparecen como calor y trabajo, y el cambio total en la energía de los alrededores es igual a la energía neta transferida a o desde él como calor o trabajo.
∆E alrededores = + Q + W ∆E alrededores = Q alrededores + W alrededores = - Q - W ∆E sistema = Q + W = Ek + Ep + U Los sistemas cerrados con frecuencia se someten a procesos que ocasionan que no haya cambios en el sistema más que en su energía interna. Para este tipo de procesos
∆U = Q+ W Propiedades tales como U, que dependen de la cantidad de materia presente en el sistema, reciben el nombre de propiedades extensivas. Las propiedades que son independientes de la cantidad de materia, tales como T y P, se conocen como propiedades intensivas. Calor latente y calor sensibl e
Calor latente: Es la energía absorbida por las sustancias al cambiar de estado, de sólido a líquido (calor latente de fusión) o de líquido a gaseoso (calor latente de vaporización). Al cambiar de gaseoso a líquido y de líquido a sólido se devuelve la misma cantidad de energía. Latente en latín quiere decir escondido, y se llama así porque, al no cambiar la temperatura durante el cambio de estado, a pesar de añadir calor, éste se quedaba escondido. La idea proviene de la época en la que se creía que el calor era una sustancia fluida denominada Flogisto Calor sensible: Por el contrario, el calor que se aplica cuando la sustancia no cambia de estado, aumenta la temperatura y se llama calor sensible. Se denomina calor sensible al que aplicado a una sustancia hace subir su temperatura. 15
El nombre proviene de la oposición a calor latente. Éste es calor escondido, se suministra pero no se nota el efecto de aumento de temperatura sobre la sustancia, como un cambio de fase de líquido a vapor; en el calor latente, se nota.
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INVESTIGACION: ¿Qu ées u n a ol l a de pr esi ón ?
Una olla a presión es como cualquier otro recipiente para cocinar, pero su tapa especial le permite cerrarse de forma hermética. Cuando se calienta agua en su interior, ésta hierve y el vapor generado no puede escapar del recipiente, de modo que permanece en su interior y comienza a generar presión. Bajo presión, la temperatura de cocción es mucho mayor que en condiciones normales (mayor que el punto de ebullición del agua, que es 100ºC), y por tanto la comida se cocina con mayor rapidez. Los tiempos de cocción pueden reducirse hasta un factor de 3 ó 4. Además de cocinar más deprisa, los nutrientes presentes en la comida se retienen mejor.
¿Cu áles son l as pa r tes de l a ol l a de pr esi ón ?
Tapa: La tapa cuenta con un mango, con una válvula de escape enla parte superior y con un caucho que cubre su alrededor en la parte inferior. Tiene forma ovalada con un mango en su parte derecha y el material con el que está hecha es aluminio o acero inoxidable
Caucho: Este es el que permite el ajuste perfecto ajuste entre la tapa y el recipiente. Es de forma circula y esta echo en caucho de goma.
Mango: Es la parte que permite sujetar a la olla presión para trasladarla de un lugar a otro sin que suframos accidentes-Esta esta hacho en plástico atérmico
Válvula de escape: La válvula de escape es la que se encarga en primera estancia de sostener el aire comprimido con la ayuda del caucho y en segunda estancia de dejarlo escapar cuando hay demasiado. Tiene forma cilíndrica y esta echa en material de aluminio o acero inoxidable
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¿Cu ál es el fu n ci on am i en to de l a ol l a de pr esi ón ?
En contra de lo que se cree, en el interior de una olla a presión el agua no llega nunca a hervir. Lo que acelera la cocción es el simple incremento de la temperatura del agua. Las condiciones de presión y temperatura
en el interior de la olla a presión (1→2) impiden la ebullición del líquido, salvo si se enfría rápidamente el vapor de agua provocando un rápido descenso de la
presión (2→3). Si se observa el diagrama de la figura, la ebullición se logrará siempre y cuando se consiga atravesar la denominada «línea de cambio de estado», la que separa las zonas de líquido (L) y gas (G) en el diagrama termodinámico. Sin embargo, cuando se cierra la tapa de la olla la mayoría del gas contenido en su interior será aire, no vapor de agua, de modo que en todo momento la presión en el interior será la suma de la debida al vapor de agua, cuya cantidad se va incrementando por efecto de la evaporación a medida que aumenta la temperatura, y al aire, cuya presión parcial es la responsable de que a medida que se calienta la olla la presión en el interior se aleje más y más de la de saturación, lo que impide la ebullición del agua en el interior de la olla, es decir, la línea de cambio de estado no corta nunca a
la línea 1→2 que representa la evolución de las condiciones de presión y temperatura en el interior de la olla. Del mismo modo, una vez alcanzada la presión máxima que determina la válvula (por su peso o por un muelle) en el interior de la olla, ésta no puede modificarse, y mantenerla a fuego fuerte no acelera la cocción sino que simplemente incrementa la evaporación de agua y las pérdidas de vapor por la válvula. Excepcionalmente puede producirse la ebullición de darse un enfriamiento rápido de la mezcla de aire y vapor de agua; por ejemplo, si se quiere abrir rápidamente la olla y se coloca bajo un chorro de agua. Este chorro de agua enfría las paredes del recipiente, lo que provoca la condensación del vapor de agua y un rápido descenso de la presión en el 18
interior de la olla de modo que se alcanza la línea de cambio de estado (2→3), y se produce la ebullición súbita del agua, con una virulencia que puede provocar incluso que el líquido escape por la junta de estanquidad del recipiente o la propia válvula. Otro tanto sucede si la olla se abre cuando aún está a presión, con el consiguiente riesgo de sufrir quemaduras por las salpicaduras de líquido caliente o el propio vapor. Di ferencia entr e oll a de presión y marmi ta
Una marmita es un recipiente de la familia de las ollas que dispone de una tapa para aprovechar el vapor, y una o dos asas. Para la RAE es olla exclusivamente metálica, aunque en el uso popular del término en la mayoría de los países de habla hispana, la marmita es sinónimo de olla, puchero o cazuela, y por tanto, puede estar hecha de los materiales comunes a dichos útiles de cocina, desde el barro hasta la cerámica más sofisticada, pasando por el vidrio, aleaciones metálicas, etc.1 En otros contextos tanto culturales como geográficos, la marmita se identifica con el ancestral caldero metálico. Apl icacion es de la ol l a de pr esión
La olla de presión tiene muchos usos, sin embargo la más común es cocinar algún producto en un menor tiempo de lo que tardaría si se cuece en algún otro recipiente. Esto es debido a que al no tener una salida para los vapores, existe un aumento de presión en el interior de la olla, lo cual genera más calor. ¿Cu ál es l a pr esi ón en la ci u dad de Qu i to?
La presión atmosférica para la ubicación de la cuidad de quito se la puede determinar con la siguiente formula:
La altura de la ciudad de Quito es de 2850 msnm. 19
Entonces:
( )() ¿Qu ées va por satu r ado ?
El “vapor saturado” es vapor a la temperatura de ebullición del líquido. Es el vapor que si desprende cuando el líquido hierve. Se obtiene en calderas de vapor. El vapor se utiliza en multitud de procesos industriales difícil de señalar de un vistazo, pues interviene en procesos físicos, químicos i otros, en la obtención de múltiples elemento. También es el método más efectivo y e menor costo para esterilizar la mayoría de los objetos de uso hospitalario, mediante autoclaves. Se utiliza el vapor saturado a presión atmosférica en la hidrodestilacion, que son procesos donde por ejemplo: se obtiene el aceite esencial de una planta aromática. En labores de limpieza con vapor. En la pasteurización de alimentos y bebidas, etc. en sistemas de calefacción central urbana, etc. ¿Qu ées va por sobr eca l en tad o?
El “vapor sobrecalentado” es vapor de agua a una temperatura mayor que la del punto de ebullición. Parte del vapor saturado y se le somete a un recalentamiento con el que alcanza mayor temperatura. También se obtiene en las calderas de vapor pero tienen secciones de recalentamiento para el vapor haciendo pasar el vapor que se obtiene en la ebullición por tubos expuestos a los gases calientes del proceso de combustión. Se obtiene para mover maquinas (de pistones y turbinas). Aunque también se ha usado el vapor saturad, el sobrecalentado tiene ventajas, así que se usa en locomotoras de vapor (con muy pequeño grado de recalentamiento), accionamiento de barcos, generación eléctrica en centrales termoeléctricas, tanto convencionales como nucleares llamadas ciclos combinados. También se utilizan en varios procesos industriales como por ejemplo el de secado de la madera, destilación, obtención del coke etc.
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Apl icacion es de calor sensibl e y calor lat ente
Las principales aplicaciones y usos del calor latente y del calor sensible los podemos encontrar en sistemas de refrigeración, intercambiadores de calores, calderas, compresores, aires acondicionados así como también en equipos de calefacción. ¿Po r qu élos l ago s se co n gel an pr i m er o en su su per f i ci e?
El agua presenta un anomalía poco frecuente en las sustancias, que al enfriarse se achican. El agua por el contrario, a una temperatura de como 4 grados se dilata, o sea, cuando se empieza a congelar se cristaliza dejando espacios entre sus partículas y ocupando más espacio. lo normal sería que cuando un sustancia se enfría se valla al fondo y suba la parte más caliente, pero debido a esta característica especial del agua, al enfriarse ocupa más espacio con la misma cantidad de partículas, o sea sufre una disminución de densidad, puede flotar, formando así una capa sobre el agua que aún está en estado liquido
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DATOS REGISTRADOS: Líquido: AGUA Volumen inicial: 4 LITROS Masa: 4KG
Tiempo (min)
Presion (Kpa)
Temperatura (°C)
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74,2 atm
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0,1 bar
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0,1 bar
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8
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Calor (kJ/kg)
Tabla 1: Datos obtenidos en la práctica (Autor)
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Líquido: AGUA Volumen inicial: 5 LITROS Masa: 5KG
Tiempo (min)
Presion (Kpa)
Temperatura (°C)
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74,2 atm
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1
0,1 bar
24
2
0,1 bar
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0,1 bar
42
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6
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10
0,1 bar
76
11
0,1 bar
81
12
0,1 bar
87
13
0,25 bar
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14
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0,6 bar
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16
0,7 bar
108
Calor (kJ/kg)
Tabla 2: Datos obtenidos en la práctica (Autor)
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CALCULOS CON LA TABLA 1:
( ) ()
Tabla 3: Calor Especifico del agua entre 0°C y 100 °C ( Fuente: www.vaxasoftware.com)
24
Líquido: AGUA Volumen inicial: 4 LITROS Masa: 4KG
Tiempo (min)
Presion (Kpa)
Temperatura (°C)
0
74,2 atm
20
1
0,1 bar
24
2
0,1 bar
30
3
0,1 bar
36
4
0,1 bar
42
5
0,1 bar
48
6
0,1 bar
52
7
0,1 bar
59
8
0,1 bar
64
9
0,1 bar
70
10
0,1 bar
76
11
0,1 bar
81
12
0,1 bar
88
13
0,2 bar
93
14
0,5 bar
100
15
0,7 bar
103
16
0,7 bar
107
Calor (kJ/kg)
Tabla 2: Datos obtenidos en la práctica (Autor)
25
kg
°C
°C
KJ/Kg.°k
KJ
s
masa
T° 1
T° 2
Cp
Q
t
4
20
24
4,18
66,88
60
4
24
30
4,178
100,272
60
4
30
36
4,178
100,272
60
4
36
42
4,179
100,296
60
4
42
48
4,18
100,32
60
4
48
52
4,182
66,912
60
4
52
59
4,184
117,152
60
4
59
64
4,187
83,74
60
4
64
70
4,19
100,56
60
4
70
76
4,196
100,704
60
4
76
81
4,197
83,94
60
4
81
88
4,203
117,684
60
4
88
93
4,208
84,16
60
4
93
100
4,216
118,048
60
4
100
103
4,216
50,592
60
4
103
107
4,216
67,456
60
Tabla 4: Calculo del Color y la Potencia, mediante una macros de EXCEL, volumen de 4 lt (Autor)
Cur va Calor vs Temper atur a Temperatura (°C)
Calor KJ
24
66,88
30
100,272
36
100,272
42
100,296
48
100,32
52
66,912
59
117,152
64
83,74
70
100,56
76
100,704
81
83,94
88
117,684
93
84,16
100
118,048
103
50,592
101
67,456
Tabla 5: Datos de Calor VS Temperatura (Autor)
26
Temperatura °C 70 60 50 40 30 20 10
Calor KJ 0 0
20
40
60
80
100
120
140
Tabla 6: Curva Calor VS Temperatura (Autor)
Cal or (u sando l as tabl as term odin ámi cas):
T 20°C
( ) T 24°C T °C
h KJ/kg
20
83,915
24
h
25
104,83
h
100,647
( ) T 30°C
( ) 27
T 36°C T °C
h KJ/kg
35
146,64
36
h
40
167,53
h
150,818
T °C
h KJ/kg
40
167,53
42
h
45
188,44
h
175,894
T °C
h KJ/kg
45
188,44
48
h
50
209,34
h
200,98
T °C
h KJ/kg
50
209,34
52
h
55
230,26
h
217,708
( ) T 42°C
( ) T 48°C
( ) T 52°C
( )
28
T 59°C
T 64°C
T 70°C
T °C
h KJ/kg
55
230,26
59
h
60
251,18
h
246,996
T °C
h KJ/kg
60
251,18
64
h
65
272,12
h
267,932
( )
( )
( ) T 76°C
T 81°C
T °C
h KJ/kg
75
314,03
76
h
80
335,02
h
318,228
T °C
h KJ/kg
80
335,02
81
h
85
356,02
h
339,22
( )
( ) 29
T 88°C
T 93°C
T 100°C
T °C
h KJ/kg
85
356,02
88
h
90
377,04
h
368,632
T °C
h KJ/kg
90
377,04
93
h
95
398,09
h
389,67
( )
( )
( ) T 103°C
T 107°C
T °C
h KJ/kg
100
419,17
103
h
105
440,28
h
431,836
T °C
h KJ/kg
105
440,28
107
h
110
461,42
h
448,736
( )
( ) 30
kg
KJ/Kg.°k
KJ/Kg.°k
KJ
s
m
h1
h2
Q
t
4
83,915
100,647
66,928
60
4
100,647
125,74
100,372
60
4
125,74
150,818
100,312
60
4
150,818
175,894
100,304
60
4
175,894
200,98
100,344
60
4
200,98
217,708
66,912
60
4
217,708
246,996
117,152
60
4
246,996
267,932
83,744
60
4
267,932
293,07
100,552
60
4
293,07
318,228
100,632
60
4
318,228
339,22
83,968
60
4
339,22
368,632
117,648
60
4
368,632
389,67
84,152
60
4
389,67
419,17
118
60
4
419,17
431,836
50,664
60
4
431,836
448,736
67,6
60
Tabla 4.1: Calculo del Color y la Potencia, mediante u na macros de EXCEL, volumen de 4 lt (Autor)
Cur va Calor vs Temper atur a
Temperatura (°C)
Calor KJ
24
66,928
30
100,372
36
100,312
42
100,304
48
100,344
52
66,912
59
117,152
64
83,744
70
100,552
76
100,632
81
83,968
88
117,648
93
84,152
100
118
103
50,664
101
67,6
Tabla 5.1: Datos de Calor VS Temperatura (Autor)
31
Temperatura °C 70 60 50 40 30 20 10
Calor KJ 0 0
20
40
60
80
100
120
140
Tabla 6.1: Curva Calor VS Temperatura (Autor)
Cur va Presi ón vs Temper atur a Temperatura (°C)
Presión bar
24
0,1
30
0,1
36
0,1
42
0,1
48
0,1
52
0,1
59
0,1
64
0,1
70
0,1
76
0,1
81
0,1
88
0,1
93
0,2
100
0,5
103
0,7
107
0,7
Tabla 7: Datos de Presión VS Temperatura (Autor)
32
T (°C)
120 100 80 60 40 20
P (bar)
0 0
50
100
150
200
Tabla 8: Curva Presión VS Temperatura (Autor)
Cur va Calor vs Pr esi ón
Calor KJ
Presión bar
66,928
0,1
100,372
0,1
100,312
0,1
100,304
0,1
100,344
0,1
66,912
0,1
117,152
0,1
83,744
0,1
100,552
0,1
100,632
0,1
83,968
0,1
117,648
0,1
84,152
0,2
118
0,5
50,664
0,7
67,6
0,7
Tabla 9: Datos de Calor VS Presión (Autor)
33
Q (kJ) 140 120 100 80 60 40 20
P (bar)
0 0
0.2
0.4
0.6
0.8
Tabla 10: Curva Calor VS Presión (Autor)
Cur va Calor vs Ti empo Calor KJ
Tiempo t
66,928
1
100,372
2
100,312
3
100,304
4
100,344
5
66,912
6
117,152
7
83,744
8
100,552
9
100,632
10
83,968
11
117,648
12
84,152
13
118
14
50,664
15
67,6
16
Tabla 11: Datos de Calor VS Tiempo(Autor)
34
Q (kJ) 140 120 100 80 60 40 20 0 0
5
10
15
t (min) 20
Tabla 12: Curva Calor VS Tiempo (Autor)
35
CALCULOS CON LA TABLA 2:
( ) ()
www.vaxasoftware.com) Tabla 3: Calor Especifico del agua entre 0°C y 100 °C Fuente: (
36
Líquido: AGUA Volumen inicial: 5 LITROS Masa: 5KG
Tiempo (min)
Presion (Kpa)
Temperatura (°C)
0
74,2 atm
22
1
0,1 bar
24
2
0,1 bar
30
3
0,1 bar
36
4
0,1 bar
42
5
0,1 bar
49
6
0,1 bar
54
7
0,1 bar
59
8
0,1 bar
65
9
0,1 bar
70
10
0,1 bar
76
11
0,1 bar
81
12
0,1 bar
87
13
0,25 bar
93
14
0,4 bar
99
15
0,6 bar
105
16
0,7 bar
108
Calor (kJ/kg)
Tabla 2: Datos obtenidos en la práctica (Autor)
37
kg
°C
°C
KJ/Kg.°k
KJ
s
masa
T° 1
T° 2
Cp
Q
t
5
22
24
4,18
41,8
60
5
24
30
4,178
125,34
60
5
30
36
4,178
125,34
60
5
36
42
4,179
125,37
60
5
42
49
4,181
146,335
60
5
49
54
4,182
104,55
60
5
54
59
4,184
104,6
60
5
59
65
4,187
125,61
60
5
65
70
4,19
104,75
60
5
70
76
4,194
125,82
60
5
76
81
4,197
104,925
60
5
81
87
4,202
126,06
60
5
87
93
4,208
126,24
60
5
93
99
4,214
126,42
60
5
99
105
4,216
126,48
60
5
105
108
4,216
63,24
60
Tabla 13: Calculo del Color y la Potencia, mediante una macros de EXCEL, volumen de 5 lt (Autor)
Cur va Calor vs Temper atur a Temperatura (°C)
Calor KJ
24
41,8
30
125,34
36
125,34
42
125,37
49
146,335
54
104,55
59
104,6
65
125,61
70
104,75
76
125,82
81
104,925
87
126,06
93
126,24
99
126,42
105
126,48
108
63,24
Tabla 14: Datos de Calor VS Temperatura (Autor)
38
T (°C)
120 100 80 60 40 20
Q (kJ)
0 0
50
100
150
200
Tabla 15: Curva Calor VS Temperatura (Autor)
Cal or (u sando l as tabl as term odin ámi cas):
T 22°C T °C
h KJ/kg
20
83,915
22
h
25
104,83
h
92,281
T °C
h KJ/kg
20
83,915
24
h
25
104,83
h
100,647
( ) T 24°C
( ) 39
T 30°C
( ) T 36°C T °C
h KJ/kg
35
146,64
36
h
40
167,53
h
150,818
T °C
h KJ/kg
40
167,53
42
h
45
188,44
h
175,894
T °C
h KJ/kg
( ) T 42°C
( ) T 49°C 45
188,440
49
h
50
209,34
h
205,16
T °C
h KJ/kg
50
209,34
54
h
55
230,26
h
226,076
( ) T 54°C
( ) 40
T 59°C T °C
h KJ/kg
55
230,26
59
h
60
251,18
h
246,996
( ) T 65°C
( ) T 70°C
( ) T 76°C
T 81°C
T °C
h KJ/kg
75
314,03
76
h
80
335,02
h
318,228
T °C
h KJ/kg
80
335,02
81
h
85
356,02
h
339,22
( )
( ) 41
T 87°C
T 93°C
T 99°C
T 105°C
T °C
h KJ/kg
85
356,02
87
h
90
377,04
h
364,428
T °C
h KJ/kg
90
377,04
93
h
95
398,09
h
389,67
T °C
h KJ/kg
95
398,09
99
h
100
419,17
h
414,954
( )
( )
( )
( ) T 108°C T °C
h KJ/kg
105
440,28
108
h
110
461,42
h
452,964
( ) 42
kg
KJ/Kg.°k
KJ/Kg.°k
KJ
s
m
h1
h2
Q
t
5
92,281
100,647
41,83
60
5
100,647
125,74
125,465
60
5
125,74
150,818
125,39
60
5
150,818
175,894
125,38
60
5
175,894
205,16
146,33
60
5
205,16
226,076
104,58
60
5
226,076
246,996
104,6
60
5
246,996
272,12
125,62
60
5
272,12
293,07
104,75
60
5
293,07
318,228
125,79
60
5
318,228
339,22
104,96
60
5
339,22
364,428
126,04
60
5
364,428
389,67
126,21
60
5
389,67
414,954
126,42
60
5
414,954
440,28
126,63
60
5
440,28
452,964
63,42
60
Tabla 13.1: Calculo del Color y la Potencia, mediante una macros de EXCEL, volumen de 4 lt (Autor)
Cur va Calor vs Temper atur a Temperatura (°C)
Calor KJ
24
41,83
30
125,465
36
125,39
42
125,38
49
146,33
54
104,58
59
104,6
65
125,62
70
104,75
76
125,79
81
104,96
87
126,04
93
126,21
99
126,42
105
126,63
108
63,42
Tabla 14.1: Datos de Calor VS Temperatura (Autor)
43
T (°C)
120 100 80 60 40 20
Q (kJ)
0 0
50
100
150
200
Tabla 15.1: Curva Calor VS Temperatura (Autor)
Cur va Presi ón vs Temper atur a Temperatura (°C)
Presión bar
24
0,1
30
0,1
36
0,1
42
0,1
49
0,1
54
0,1
59
0,1
65
0,1
70
0,1
76
0,1
81
0,1
87
0,1
93
0,2
99
0,5
105
0,7
108
0,7
Tabla 16: Datos de Presión VS Temperatura (Autor)
44
T (°C) 120 100 80 60 40 20
P (bar)
0 0
0.2
0.4
0.6
0.8
Tabla 17: Curva Presión VS Temperatura (Autor)
Cur va Calor vs Pr esi ón
Calor KJ
Presión bar
41,83
0,1
125,465
0,1
125,39
0,1
125,38
0,1
146,33
0,1
104,58
0,1
104,6
0,1
125,62
0,1
104,75
0,1
125,79
0,1
104,96
0,1
126,04
0,1
126,21
0,2
126,42
0,5
126,63
0,7
63,42
0,7
Tabla 18: Datos de Calor VS Presión (Autor)
45
Q(kJ) 160 140 120 100 80 60 40 20
P (bar)
0 0
0.2
0.4
0.6
0.8
Tabla 19: Curva Calor VS Presión (Autor)
Cur va Calor vs Ti empo Calor KJ
Tiempo t
41,83
1
125,465
2
125,39
3
125,38
4
146,33
5
104,58
6
104,6
7
125,62
8
104,75
9
125,79
10
104,96
11
126,04
12
126,21
13
126,42
14
126,63
15
63,42
16
Tabla 20: Datos de Calor VS Tiempo (Autor)
46
Q (kJ) 160 140 120 100 80 60 40 20 0 0
5
10
15
t (min) 20
Tabla 21: Curva Calor VS Tiempo (Autor)
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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:
Debido a la altitud a la se encuentra la ciudad de Quito, la presión atmosférica es menor que la que se registra a nivel de mar.
La olla de presión es un instrumento que nos ayuda en la cocción de alimentos en un menor tiempo.
La válvula de escape de la olla de presión, es la encargada de regular la presión que se va generando dentro de la olla e irlo evacuando de una forma regulada.
Verificar y calibrar todos los instrumentos de medición, para no registrar datos erróneos y que los resultados obtenidos no generen un gran margen de error.
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