República bolivariana de Venezuela Instituto de tecnología “Antonio José de sucre”
Extensión: Porlamar Cátedra: Termodinámica.
INFORME
Elaborado por: Jesús Malaver C.I: 12.223.834
Porlamar, 08 de mayo mayo del 2013
TERMODINAMICA: Es la rama de la física que describe los estados de equilibrio a nivel macroscópico.Constituye una teoría fenomenológica, a partir de razonamientos deductivos, que estudia sistemas reales, sin modelizar y sigue un método experimental.Los estados de equilibrio son estudiados y definidos por medio de magnitudes extensivas tales como la energía interna, la entropía, el volumen o la composición molar del sistema, o por medio de magnitudes no-extensivas derivadas de las anteriores como la temperatura, presión y el potencial químico; otras magnitudes tales como la imanación, la fuerza electromotriz y las asociadas con la mecánica de los medios continuos en general también pueden ser tratadas por medio de la termodinámica. Es importante recalcar que la termodinámica ofrece un aparato formal aplicable únicamente a estados de equilibrio, definidos como aquel estado hacia «el que todo sistema tiende a evolucionar y caracterizado porque en el mismo todas las propiedades del sistema quedan determinadas por factores intrínsecos y no por influencias externas previamente aplicadas». Para tener un mayor manejo se especifica que calor significa calor significa «energía en tránsito» y dinámica se refiere al «movimiento», por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor.
Sistema termodinámico típico mostrando la entrada desde una fuente de calor
(caldera) a la izquierda y la salida a un disipador de calor (condensador) a la derecha. El trabajo se extrae en este caso por una serie de pistones.
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA: También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica «en realidad el primer principio dice más que una ley de conservación», establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. En palabras llanas: "La energía ni se crea ni se destruye: Solo se transforma". Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicolas Léonard Sadi Carnot en 1824, en su obra Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas adecuadas para desarrollar esta potencia, en la que expuso los dos primeros principios de la termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más tarde fue utilizada por Rudolf Loreto Clausius y Lord Kelvin para formular, de una manera matemática, las bases de la termodinámica. La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:
Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:
Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema. Esta última expresión es igual de frecuente encontrarla en la forma ∆U = Q + W . Ambas expresiones, aparentemente contradictorias, son correctas y su diferencia está en que se aplique el convenio de signos IUPAC o el Tradicional. La primera ley no es otra cosa que el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema de muchísimas partículas. A cada estado del sistema le corresponde una energía interna U. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna cambia en U=UB-U A
Supongamos que el sistema está en el estado A y realiza un trabajo W, expandiéndose. Dicho trabajo mecánico da lugar a un cambio (disminución) de la energía interna de sistema U=-W También podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto térmico con otro sistema a diferente temperatura. Si fluye una cantidad de calor Q del segundo al primero, aumenta su energía interna en U=Q Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la energía U=0. Sin embargo, durante el ciclo el sistema ha efectuado un trabajo, que ha de ser proporcionado por los alrededores en forma de transferencia de calor, para preservar el principio de conservación de la energía, W=Q.
U=Q U=-W Si el sistema realiza trabajo, U disminuye Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a temperatura superior, U aumenta. Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una temperatura inferior, U disminuye. Todos estos casos, los podemos resumir en una única ecuación que describe la conservación de la energía del sistema. U=Q-W Si el estado inicial y final están muy próximos entre sí, el primer principio se escribe dU=dQ-pdV CALOR Y TRABAJO, RELACION ENTRE ELLAS, CON SUS RESPECTIVAS UNIDADES:
El calor es el proceso de transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia). La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se encuentran presentes en mayor o menor grado. La energía que puede intercambiar un cuerpo con su entorno depende del tipo de transformación que se efectúe sobre ese cuerpo y por tanto depende del camino. Los cuerpos no tienen calor, sino energía interna. La energía existe en varias formas. En este caso nos enfocamos en el calor, que es el proceso mediante el cual la energía se puede transferir de un sistema a otro como resultado de la diferencia de temperatura. La unidad de medida del calor en el Sistema Internacional de Unidades es la misma que la de la energía y el trabajo: el Joule. Cuando no hay intercambio de energía (en forma de calor) entre dos sistemas, decimos que están en equilibrio térmico. Las moléculas individuales pueden intercambiar energía, pero en promedio, la misma cantidad de energía fluye en ambas direcciones, no habiendo intercambio neto. Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de estar a la misma temperatura. Otra unidad ampliamente utilizada para medir la cantidad de energía térmica intercambiada es la caloría (cal), que es la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de agua para elevar su temperatura 1 °C. Diferentes condiciones iníciales dan lugar a diferentes valores para la caloría. La caloría también es conocida como caloría pequeña, en comparación con la kilocaloría (Kcal), que se conoce como caloría grande y es utilizada en nutrición. 1 Kcal = 1000 cal Joule, tras múltiples experimentaciones en las que el movimiento de unas palas, impulsadas por un juego de pesas, se movían en el interior de un recipiente con agua, estableció el equivalente mecánico del calor, determinando el incremento de temperatura que se producía en el fluido como consecuencia de los rozamientos producidos por la agitación de las palas: 1 cal = 4,184 J 1
El BTU, (o unidad térmica británica) es una medida para el calor muy usada en Estados Unidos y en muchos otros países de América. Se define como la cantidad de calor que se debe agregar a una libra de agua para aumentar su temperatura en un grado Fahrenheit, y equivale a 252 calorías. CICLO TERMODINAMICO: Un ciclo es un proceso que comienza y termina en un mismo estado. Las propiedades varían durante el transcurso del ciclo, pero al volver al estado inicial todas las propiedades vuelven a tomar sus valores originales. Se denomina ciclo termodinámico a cualquier serie de procesos termodinámicos tales que, al transcurso de todos ellos, el sistema regrese a su estado inicial; es decir , que la variación de las magnitudes termodinámicas propias del sistema sea nula. Ciclo cerrado: El fluido de trabajo regresa a su estado inicial al final del ciclo (ej. Vapor en una central Térmica) Ciclo abierto: El fluido de trabajo se renueva en cada ciclo. (ej. Automóvil)
VOLUMEN DE CONTROL: Son sistemas abiertos que sirven para analizar procesos dinámicos en los cuales hay velocidades y fluidos, ambas cantidades asociadas al tiempo. De tal manera, en vez de utilizar cantidades totales de masa, será más cómodo referirnos a caudales. Un sistema típico seria: M,e-------- VOLUMEN DE CONTROL
M,s--------
En donde nuestro sistema es el volumen encerrado dentro de la línea punteada. Continuamente entra y sale materia del sistema. Para contabilizar el flujo de masa, sabemos que esta se debe conservar y que(Flujo de masa que entra) – (flujo de masa que sale)= (flujo de masa en el sistema) M,e-M,s= dm/dt
Las leyes termodinámicas (así como las leyes de Newton) son utilizadas para un sistema, una cantidad específica de materia. Más aún, en problemas de propulsión y generación de potencia, estamos interesados en qué sucede en un volumen dado, por ejemplo en un motor de cohete o un motor de jet a través de los cuales se tiene una cierta razón de flujo másico. Podemos también estar interesados en el intercambio de calor y trabajo que entra o sale del sistema. Por tal razón, la forma del volumen del control del sistema para plantear las ecuaciones gobernantes resulta de gran importancia. Una representación esquemática de un volumen de control que pasa a través de una turbina se muestra en la figura (). Más que observar una partícula de la masa que se mueve a través de la turbina, resulta más conveniente observar el volumen ocupado por la turbina y definir este como volumen de control. Una vez especificada la forma del volumen de control se establecen las leyes termodinámicas, como se muestra en las siguientes secciones. SUSTANCIAS PURAS: Se considera una sustancia pura aquella que mantiene la misma composición química en todos los estados. Una sustancia pura puede estar conformada por más de un elemento químico ya que lo importante es la homogeneidad de la sustancia. El aire se considera como una sustancia pura mientras se mantenga en su estado gaseoso, ya que el aire está conformado por diversos elementos que tienen diferentes temperaturas de condensación a una presión específica por lo cual al estar en estado líquido cambia la composición respecto a la del aire gaseoso. Ejemplos de sustancias puras son: el agua, el nitrógeno, el helio y el dióxido de carbono. Nota: recordar que es incorrecto hablar de estado sólido, líquido y gaseoso. Esas son "fases" de una sustancia. Podemos tener infinitos "estados" en una sustancia con el solo hecho de variar las propiedades intensivas independientes que lo determinan. Conclusión: si una sustancia está como hielo está en "fase" sólida. Si una sustancia está a presión atmosférica, digamos agua, a una temperatura de -15ºC, tendremos que está en un estado 1, y si aumentamos la temperatura hasta -10ºC, aún a presión atmosférica, tendremos un estado 2 diferente al estado 1, y tendremos dos estados distintos para la misma fase ya que en ambos casos la sustancia se mantuvo como hielo, es decir, en fase sólida. CAMBIOS DE FASES DE ESTADOS DE LA MATERIA: En la naturaleza existen tres estados usuales de la materia: sólido, líquido y gaseoso. Cuando la temperatura de una sustancia aumenta o disminuye, la
energía que esta sustancia posee se ve ve alterada. A su vez, los cambios de energía resultan en alteraciones en el movimiento de las moléculas de las sustancias, dando como resultado cambios en las fases o estados de la materia. Estas transformaciones o cambios son fenómenos de naturaleza física, pues las sustancias continúan siendo las mismas químicamente. Las transformaciones que sufre la materia son las siguientes: A estos procesos se les conoce como cambios de fase. Los posibles cambios de fase son: De estado sólido a líquido, llamado fusión. Fusión: ocurre cuando un sólido se transforma en líquido. Por ejemplo, esta transformación se da cuando un hielo se derrite para formar agua. De estado líquido a sólido, llamado solidificación. Solidificación: es el paso de líquido a sólido. Esto es lo opuesto de la fusión. Un ejemplo 1 de este cambio de fase es la formación de hielo a partir de agua. De estado líquido a gaseoso, llamado evaporación o ebullición. Evaporación o ebullición: es el paso de líquido a gas. Esto es lo opuesto de la condensación. Por ejemplo, cuando hervimos agua y esta se convierte en vapor. De estado gaseoso a líquido, llamado condensación. Condensación: ocurre cuando hay un cambio de fase gaseosa a líquida. Por ejemplo, el cambio del vapor a agua. De estado sólido a gaseoso, llamado sublimación progresiva. Sublimación: ocurre cuando un sólido cambia directamente a gas, sin pasar por la fase líquida. Esta transformación se da, por por ejemplo, en las bolitas de naftalina. De estado gaseoso a sólido, llamado sublimación regresiva o deposición. Sublimación regresiva o deposición: es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco. De estado gaseoso a plasma, llamado ionización.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS: TEMPERATURA, PRESION, VOLUMEN ESPECÍFICO, MASA ESPECÍFICA, Y SUS RESPECTIVAS UNIDADES. La presión: (símbolo p)es una física escalar que mide la fuerza en dirección
perpendicular por unidad de superficie, y sirve para caracterizar cómo se aplica una determinada fuerza resultante sobre una superficie. En el Sistema Internacional la presión se mide en una unidad derivada que se denomina pascal (Pa) que es equivalente a una fuerza total de un newton actuando uniformemente en un metro cuadrado. En el Sistema Inglés la presión se mide en libra por pulgada cuadrada (pound per squareinch) psi que es equivalente a una fuerza total de una libra actuando en una pulgada cuadrada. La presión es la magnitud que relaciona la fuerza con la superficie sobre la que actúa, es decir, equivale a la fuerza que actúa sobre la unidad de superficie. Cuando sobre una superficie plana de área A se aplica una fuerza normalF de manera uniforme, la presión P viene dada de la siguiente forma:
En un caso general donde la fuerza puede tener cualquier dirección y no estar distribuida uniformemente en cada punto la presión se define como:
Donde es un vector unitario y normal a la superficie en el punto donde se pretende medir la presión. La Temperatura: Es una propiedad de la materia que está relacionada con la
sensación de calor o frío que se siente en contacto con ella. Cuando tocamos un cuerpo que está a menos temperatura que el nuestro sentimos una sensación de frío, y al revés de calor. Sin embargo, aunque tengan una estrecha relación, no debemos confundir la temperatura con el calor. Cuando dos cuerpos, que se encuentran a distinta temperatura, se ponen en contacto, se producen una transferencia de energía, en forma de calor, desde el cuerpo caliente al frío, esto ocurre hasta que las temperaturas de ambos cuerpos se igualan. En este sentido, la temperatura es un indicador de la dirección que toma la energía en su tránsito de unos cuerpos a otros. La medida:
El instrumento utilizado habitualmente para medir la temperatura es el termómetro. Los termómetros de líquido encerrado en vidrio son los más populares; se basan en la propiedad que tiene el mercurio, y otras sustancias (alcohol coloreado, etc.), de dilatarse cuando aumenta la temperatura. El líquido se aloja en una burbuja -
bulbo- conectada a un capilar (tubo muy fino). Cuando la temperatura aumenta, el líquido se expande por el capilar, así, pequeñas variaciones de su volumen resultan claramente visibles. Escalas: Actualmente se utilizan tres escalas para medir la temperatura, la escala Celsius es la que todos estamos acostumbrados a usar, elFahrenheit se usa en los países anglosajones y la escalaKelvin. El volumen específico: (U) es el volumen ocupado por unidad de masa de un
material. Es la inversa de la densidad, por lo cual no dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: Dos pedazos de hierro de distinto tamaño tienen diferente peso y volumen pero el peso específico de ambos será igual. Este es independiente de la cantidad de materia que es considerada para calcularlo. A las propiedades que no dependen de la cantidad de materia se las llama propiedades intensivas; dentro de estas están también por ejemplo el punto de fusión, punto de ebullición, el brillo, el color, la dureza, etc.
Donde,
es el volumen,
es la masa y es la densidad del material.
Se expresa en unidades de volumen sobre unidades de masa.
Ejemplo:
.
La masa específica: Es la cantidad de masa por unidad de volumen.
Matemáticamente se define como el cociente entre la masa y el volumen de un cuerpo. La unidad de masa específica en el sistema internacional de unidades es el kilogramo por metro cúbico (kg/m³), pero por razones prácticas se utiliza normalmente el kilogramo por decímetro cúbico (kg/dm³) o el gramo por centímetro cúbico (g/cm³). (g/cm³). Peso específico:
El peso específico es la cantidad de peso por unidad de volumen de una sustancia.
Utilizando la letra griega (gamma) para denotar el peso específico,
En donde V es el volumen de una sustancia que tiene el peso W. Las unidades del peso específico, son los newtons por metro cúbico (N/m3) en el SI y libras por pie cúbico (lb/pie3) en el Sistema Británico de Unidades.
ESTADO DE EQUILIBRIO TERMICO:
Es un estado en el cual dos coordenadas termodinámicas independientes X e Y permanecen constantes mientras no se modifican las condiciones externas se dice que se encuentra en equilibrio térmico. El equilibrio térmico se presenta cuando dos cuerpos con temperaturas diferentes se ponen en contacto, y el que tiene mayor temperatura cede energía térmica en forma de calor al que tiene más baja, hasta que ambos alcanzan la misma temperatura. Algunas definiciones útiles en termodinámica son las siguientes. Foco térmico: Un foco térmico es un sistema que puede entregar y/o recibir calor,
pero sin cambiar su temperatura. Contacto térmico: Se dice que dos sistemas están en contacto térmico cuando
puede haber transferencia de calor de un sistema a otro.
Procesos termodinámicos: Se dice que un sistema pasa por un proceso
termodinámico, o transformación termodinámica, cuando al menos una de las coordenadas termodinámicas no cambia. Los procesos más importantes son: Procesos isotérmicos: son procesos en los que la temperatura no cambia. Procesos isobáricos: son procesos en los cuales la presión no varía. Procesos isócoros: son procesos en los que el volumen permanece constante. Procesos adiabáticos: son procesos en los que no hay transferencia de calor
alguna. Procesos diatérmicos: son procesos que dejan pasar el calor fácilmente.
Por ejemplo, dentro de un termo donde se colocan agua caliente y cubos de hielo, ocurre un proceso adiabático, ya que el agua caliente se empezará a enfriar debido al hielo, y al mismo tiempo el hielo se empezará a derretir hasta que ambos estén en equilibrio térmico, sin embargo no hubo transferencia de calor del exterior del termo al interior por lo que se trata de un proceso adiabático. Toda sustancia por encima de los 0 kelvin (-273,15 °C) emite calor. Si dos sustancias en contacto se encuentran a diferente temperatura, una de ellas emitirá más calor y calentará a la más fría. El equilibrio térmico se alcanza cuando ambas emiten, y reciben la misma cantidad de calor, lo que iguala su temperatura. Nota: estrictamente sería la misma cantidad de calor por gramo, ya que una mayor cantidad de sustancia emite más calor a la misma temperatura. COMO SE CLASIFICAN LAS PROPIEDADES DE UN A SUSTANCIA: Propiedades intensivas y extensivas
En física y química, las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema, por lo que el valor permanece inalterable al subdividir el sistema inicial en varios subsistemas, por este motivo no son propiedades aditivas. Por el contrario, las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema, son magnitudes cuyo valor es proporcional al tamaño del sistema que describe. Estas magnitudes pueden ser expresadas como la suma de las magnitudes de un conjunto de subsistemas que formen el sistema original. Muchas magnitudes extensivas, como el volumen, la cantidad de calor o calor o el peso, pueden convertirse en intensivas dividiéndolas por la cantidad de sustancia,
la masa o el volumen de la muestra; resultando en valores por unidad de sustancia, de masa, o de volumen respectivamente; como lo son el volumen molar, el calor específico o el peso específico. Propiedades intensivas
Ejemplos de propiedades intensivas son la temperatura, la presión, la velocidad, el volumen específico (volumen ocupado por la unidad de masa), el punto de ebullición, el punto de fusión, la densidad, viscosidad, dureza, concentración, solubilidad, etc., en general todas aquellas que caracterizan a una sustancia diferenciándola de otras, Si se tiene un litro de agua, su punto de ebullición es 100 °C (a 1 atmósfera de presión). presión). Si se agrega otro litro de agua, el nuevo sistema, formado por dos litros de agua, tiene el mismo punto de ebullición que el sistema original. Esto ilustra la no aditividad de las propiedades intensivas. Las propiedades intensivas se dividen en dos:
Propiedad Característica: permite identificar las sustancias con un valor.
Ej.: Punto de ebullición, calor específico. Propiedad General: común a diferentes sustancias
Propiedades extensivas:
Son las que dependen de la cantidad de sustancias del sistema, y son recíprocamente equivalentes a las intensivas. Una propiedad extensiva depende por tanto del "tamaño" del sistema. Una propiedad extensiva tiene la propiedad de ser aditiva en el sentido de que si se divide el sistema en dos o más partes, el valor de la magnitud extensiva para el sistema completo es la suma de los valores de dicha magnitud para cada una de las partes. Algunos ejemplos de propiedades extensivas son la masa, el volumen, el peso, cantidad de sustancia, energía, entropía, entalpía, etc. En general el cociente entre dos magnitudes extensivas nos da una magnitud intensiva, por ejemplo la división entre masa y volumen nos da la densidad. El Trabajo La cantidad de trabajo hecho sobre un objeto es igual a la fuerza
ejercida en él por la distancia en la es que movido en la dirección de la fuerza, el
producto de la fuerza por el desplazamiento del punto sobre el cual actúa la fuerza. El trabajo se realiza sobre una fuerza sobre un cuerpo sólo cuando el punto de aplicación de la fuerza se mueve a través de una distancia y existe un componente de la fuerza a lo largo de la línea de movimiento. La medida cuantitativa del trabajo fue introducida por Nicolás Leonard Carnot (1796-1832), quien definió la cantidad de trabajo hecho sobre un objeto como como el prod produc ucto to de la altu altura ra a la que que es elev elevad ado o por por peso peso de este este . Esta Esta definición fue extendida por Gaspard de Coriolis (1792-1843) quien proporcionó la actu actual al def defin inic ició ión n de tra traba bajo jo : El calor: Es definido como la transferencia de energía a través de una frontera de
un sistema debido a la diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno.Como resultado de los experimentos de Joule y de muchos otros hechos después realizados por otros científicos, se ha comprendido que el calor no es una substancia, sino más bien una forma de transferencia de energía. El calor se manifiesta ya sea como una vibración molecular dentro de una substancia o como una reacción electromagnética. En termodinámica calor y trabajo: Se definen como energías en tránsito; la
Tierra recibe energía del sol, la cual se aprovecha de diferentes maneras. Si calor y trabajo, son ambos formas de energía en tránsito de unos cuerpos o sistemas a otros, deben estar relacionadas entre sí.
El “calor” al igual que el “trabajo” son modos de transferencia de energía, no
formas de energía y no son funciones de estado del sistema. La energía puede ser intercambiada entre un sistema cerrado y sus alrededores haciendo trabajo o por transferencia de calor. Encontramos que el calor es la forma de energía que atraviesa las fronteras de un sistema debido a una diferencia de temperatura, por conducción o por radiación. Sistema Aislado: Es aquel que no intercambia ni materia ni energía con su
entorno, es decir se encuentra en equilibrio termodinámico. Un ejemplo de este clase podría ser un gas encerrado en un recipiente de paredes rígidas lo suficientemente gruesas (paredes [adiabáticas]) como para considerar que los intercambios de energía calorífica sean despreciables y que tampoco puede intercambiar energía en forma de trabajo.
Superficies de Control: posee una capa externa de material aislante que
favorece la eficiencia del equipo evitando que se pierda calor a los alrededores a través de las paredes. Diagrama Descriptivo.
La línea de puntos muestra el comportamiento anómalo del agua. La línea verde marca el punto de congelación y la línea azul, el punto de ebullición. Se muestra cómo varían con la presión.
En termodinámica y ciencia de materiales se denomina diagrama de fase, diagrama de equilibrio de fases o diagrama de d e estados e stados de la materia, materia , a la representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando 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 son gráficas que representan las fases y estado en que pueden estar 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. Diferentes diagramas de equilibrio
Existen diferentes diagramas de equilibrio según los materiales sean totalmente solubles en estado sólido y líquido o sean miscibles a que sean insolubles. También pueden darse casos particulares. Uno de los diagramas de equilibrio más clásico es el de los aceros que tiene particularidades y donde afecta claramente la concentración y las diferentes cristalizaciones que puede darse en el hierro estando en estado sólido y a diferentes temperaturas. Dos metales (A, B) a temperaturas superiores a sus respectivos puntos de fusión (TA, TB) se encuentran en estado líquido pudiéndose disolver y conformar así una fase única líquida. Esto quiere decir que no podemos establecer diferencias de comportamiento u observación entre las distintas partes del líquido y que los metales en las proporciones mezcladas tienen la propiedad de miscibilidad. Si la mezcla líquida, XA + XB, la sometemos a un proceso de solidificación, mediante enfriamiento, llegamos a obtener el producto que se denomina aleación de los metales A y B.
