Líquido comprimido Se denomina así a un líquido que está sometido a una presión mayor que la presión de equilibrio líquido
2º Ley de Gay – Lussac Una masa de gas ideal realiza una Transformación isotónica (a Volumen constante) cuando la temperatura de la misma está en una relación directamente proporcional a la presión que ejerce.
Liquido saturado cuando el sistema se calienta a presión constante, la temperatura aumenta considerablemente mientras que el volumen específico aumenta ligeramente. En un momento dado el sistema el estado de líquido saturado correspondiente a la presión especificada
Vapor saturado: El vapor saturado se presenta a presiones y temperaturas en las cuales el vapor (gas) y el agua (liquido) pueden coexistir juntos. En otras palabras, esto ocurre cuando el rango de vaporización del agua es igual al rango de condensación.
Vapor húmedo Esta es la forma más común da vapor que se pueda experimentar en plantas. Cuando el vapor se genera utilizando una caldera, generalmente contiene humedad proveniente de las partículas de agua no vaporizadas las cuales son arrastradas hacia las líneas de distribución de vapor. Incluso las mejores calderas pueden descargar vapor conteniendo de un 3% a un 5% de humedad. Al momento en el que el agua se aproxima a un estado de saturación y comienza a evaporarse, normalmente, una pequeña porción de agua generalmente en la forma de gotas, es arrastrada en el flujo de vapor y arrastrada a los puntos de distribución. Este uno de los puntos claves del porque la separación es usada para remover el condensado de la línea de distribución.
Vapor Sobrecalentad Sobrecalentado o El vapor sobrecalentado se crea por el sobrecalentamiento del vapor saturado o húmedo para alcanzar un punto mayor al de saturación. Esto quiere decir que es un vapor que contiene mayor temperatura y menor densidad que el vapor saturado en una misma presión. El vapor sobrecalentado es usado principalmente para el movimiento-impulso de aplicaciones como lo son las turbinas, y normalmente no es usado para las aplicaciones de transferencia de calor.
TEMPERATURA DE SATURACIÓN Cualquier líquido en su punto de ebullición se le llama también líquido saturado y consecuentemente, el punto de ebullición es también conocido como temperatura de saturación. A cualquier presión dada, le corresponde un punto de ebullición o una temperatura de saturación, así por ejemplo el punto de ebullición del agua a una presión atmosférica normal (760 mmcHg) es de 100°C, mientras que su punto de ebullición a una presión atmosférica de 531 mmHg (aprox 3000 m de altitud) es de 89°C.
Calor latente El calor latente es la energía requerida por una cantidad de sustancia para cambiar de fase, de sólido a líquido (calor de fusión) o de líquido a gaseoso (calor de vaporización). Se debe tener en cuenta que esta energía en forma de calor se invierte para el cambio de fase y no para un aumento de la temperatura. Antiguamente se usaba la expresión calor latente para referirse al calor de fusión o de vaporización. Latente, en latín, quiere decir escondido, y se llamaba así porque, al no notarse un cambio de temperatura mientras se produce el cambio de fase (a pesar de añadir calor), este se quedaba escondido. el calor que se aplica cuando la sustancia no cambia de fase y aumenta la temperatura, se llama calor sensible. Cuando se aplica calor a un trozo de hielo, va subiendo su temperatura hasta que llega a 0 °C (temperatura de cambio de estado); a partir de ese momento, aunque se le siga aplicando calor, la temperatura no cambiará hasta que se haya fundido del todo. Esto se debe a que el calor se emplea en la fusión del hielo. Una vez fundido el hielo la temperatura volverá a subir hasta llegar a 100 °C; desde ese momento, la temperatura se mantendrá estable hasta que se evapore toda el agua.
Punto critico un punto crítico es aquel límite para el cual el volumen de un líquido es igual al de una masa igual de vapor o, dicho de otro modo, en el cual las densidades del líquido y del vapor son iguales. Si se miden las densidades del líquido y del vapor en función de la temperatura y se representan los resultados, puede determinarse la temperatura crítica a partir del punto de intersección de ambas curvas.
Punto triple El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado solidificado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con una temperatura y una presión de vapor. El punto triple del agua, por ejemplo, está a 273,16 K (0,01 °C) y a una presión de 611,73 Pa ITS90. Esta temperatura, debido a que es un valor constante,
sirve para calibrar las escalas Kelvin y Celsius de los termómetros de mayor precisión
Diagrama de fase Diagrama de fase o diagrama de estados de la materia, a la representación entre diferentes estados de la materia, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo.1Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado. Los diagramas de equilibrio pueden tener diferentes concentraciones de materiales que forma una aleación a distintas temperaturas. Dichas temperaturas van desde la temperatura por encima de la cual un material está en fase líquida hasta la temperatura ambiente y en que generalmente los materiales están en estado sólido
Entropía La entropía también se puede considerar como la cantidad de información promedio que contienen los símbolos usados. Los símbolos con menor probabilidad son los que aportan mayor información; por ejemplo, si se considera como sistema de símbolos a las palabras en un texto, palabras frecuentes como «que», «el», «a» aportan poca información, mientras que palabras menos frecuentes como «corren», «niño», «perro» aportan más información. Si de un texto dado borramos un «que», seguramente no afectará a la comprensión y se sobreentenderá, no siendo así si borramos la palabra «niño» del mismo texto original. Cuando todos los símbolos son igualmente probables (distribución de probabilidad plana), todos aportan información relevante y la entropía es máxima. El concepto entropía es usado en termodinámica, mecánica estadística y teoría de la información. En todos los casos la entropía se concibe como una «medida del desorden» o la «peculiaridad de ciertas combinaciones». La entropía puede ser considerada como una medida de la incertidumbre y de la información necesarias para, en cualquier proceso, poder acotar, reducir o eliminar la incertidumbre. Resulta que el concepto de información y el de entropía están básicamente relacionados entre sí, aunque se necesitaron años de desarrollo de la mecánica estadística y de la teoría de la información antes de que esto fuera percibido.
Entalpia La entalpía es la cantidad de energía contenida en una sustancia. Representa una medida termodinámica la cual viene figurada con la letra H en mayúscula, la variación de esta medida muestra la cantidad de energía atraída o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la proporción de energía que un sistema transfiere a su entorno. El término entalpía se deriva del griego “enthalpos” que significa calentar. La entalpía suele manejarse dentro del contexto termodinámico para referirse a la cantidad de energía que se encuentra en movimiento al producirse una presión
constante sobre un objeto material. La entalpía termodinámica viene expresada en joule (unidad de medida utilizada en el cálculo de energía, trabajo y calor), y su fórmula es la siguiente: H= U+ PV. Existen tres tipos de entalpía: Entalpía de formación: representa la cantidad de calor que se absorbe o se descarga cuando se produce un mol de un compuesto. Esta entalpía será negativa, cuando provenga de una reacción exotérmica, es decir que libera calor, mientras que será positiva, cuando es endotérmica ( absorbe el calor). Entalpía de reacción: representa la variación de entalpías en formación, es decir, la cantidad de calor atraído o liberado, en una reacción química cuando ésta sucede a presión constante. El valor de la entalpía variará dependiendo de la presión y la temperatura que presente dicha reacción química. Entalpía de combustión: representa el calor descargado, a una presión constante, al momento de quemar un mol de sustancia. Al referirse a una clase de reacción en donde se libera calor, se está hablando de una reacción exotérmica, por lo que la variación de entalpía será negativa. Entalpía estándar: es la variación de entalpía que se origina dentro de un sistema cuando una unidad similar de materia, se altera a través de una reacción química bajo condiciones normales. Entalpía de solidificación: se refiere a la cantidad de energía que es conveniente liberar, para que un mol de sustancia, con temperatura y presión constante, se traslade de un estado sólido a un estado líquido. Entalpía de vaporización: es aquella donde la energía debe consumirse para poder vaporizar un mol de sustancia, es decir, pasar de un estado líquido a uno gaseoso. Como la energía atraída está en forma de calor, se está frente a un proceso endotérmico, por lo tanto, la variación de la entalpía será positiva.
Gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística. En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable.1 Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión),1 ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.
El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular es importante. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes.1 A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de un gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas. El modelo de gas ideal ha sido investigado tanto en el ámbito de la dinámica newtoniana (como por ejemplo en "teoría cinética") y en mecánica cuántica (como "partícula en una caja"). El modelo de gas ideal también ha sido utilizado para modelar el comportamiento de electrones dentro de un metal (en el Modelo de Drude y en el modelo de electrón libre), y es uno de los modelos más importantes utilizados en la mecánica estadística.
