Formualcion de Proyecto Con Solid Ado El Areglo de Las Tablas
ACT6_grupo 201015_67.Trabajo Colaborativo Con Solid Ado Final
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2011
11/10/2011
TRABAJOCOLABORATIVO DE
TERMODINAMICA
8/3/2019 ACT6_grupo 201015_67.Trabajo Colaborativo Con Solid Ado Final
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UNIVERDIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIAUNAD
TERMODINAMICA
TRABAJO COLABORATIVO UNO
PRESENTADO POR:LEONARDO VALDERRAMA LOZANO
CC: 86.041.482ANDRES HUMBERTO CASTAÑEDA
CC: 1122126074
TIRONE ALBERTO PALLARES MACHADO
CC: 72.163.802
PRESENTADO A:VICTORIA GUTIERREZ
GRUPO COLABORATIVO: 201015_67
8 DE OCTUBRE DEL 2011
INTRODUCION
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La termodinámica puede definirse como el tema de la Física que estudia losprocesos en los que se transfiere energía como calor y trabajo.Sabemos que se
efectúa trabajo cuando la energía se transfiere de un cuerpo a otro por mediosmecánicos. El calor es una transferencia de energía de un cuerpo a un segundocuerpo que está a menor temperatura. O sea, el calor es muy semejante al trabajo.
A continuación presentamos el desarrollo de nuestro primer trabajo colaborativo,donde damos a conocer por medio de ejercicios o problemas propias de estaimportante materia, cada uno de los conceptos y temas fundamentales de latermodinámica.
La unidad número uno (ley cero, trabajo y la primera ley de la termodinámica) estácompuesta por tres capítulos de los cuales esperamos aprender y entender su
importancia tanto para nuestra carrera como vida diaria.
Por medio de este trabajo y de las fórmulas utilizadas podemos decir que laTermodinámica es el estudio de las transformaciones e intercambios de la energía.
OBJETIVOS
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Objetivo General.
Desarrollar cada uno de los ejercicios propuestos en la guía para afianzar nuestros
conocimientos relacionados con la termodinámica.
• Elaborar un resumen con las principales fórmulas por lección y capítulo, de
• la unidad uno del módulo de termodinámica.
• Resolver once preguntas planteadas.
• Elaborar un trabajo final.
Objetivos específicos
• Contribuir al fortalecimiento de nuestros conocimientos paradesempeñarnos de forma positiva y objetiva en la elaboración de talleres oactividades.
• Actuar con responsabilidad y entrega en el desarrollo de cada actividad
programada.
• Resaltar y reconocer la importancia de esta asignatura para nuestro estudioy carrera que cada uno de nosotros estamos desempeñando.
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FASE UNO
1. ELABORAR UN RESUMEN CON LAS PRINCIPALES FORMULAS, POR CADALECCIÓN Y CAPÍTULO, DE LA UNIDAD UNO DEL MÓDULO DE TERMODINÁMICA
LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA
La termodinámica es la ciencia que se ocupa del estudio de la energía y sustransformaciones, particularmente la transformación del calor en trabajo. En todos losfenómenos de naturaleza física o química se encuentran presentes interaccionesenergéticas que se deben estudiar con detalle para aprovechar en forma óptima laenergía producida o determinar la cantidad de energía que demanda un proceso enparticular.
Cuando dos cuerpos están en equilibrio térmico con un tercero se encuentran en
equilibrio térmico entre sí.
A fin de explicar el concepto de equilibrio térmico considere dos bloques de cobrede la misma geometría y peso, aislados de los alrededores, pero en contacto entresí. Uno de los bloques está más caliente que el otro por lo tanto su temperatura esmayor, su resistencia eléctrica y su volumen también lo son. Al entrar en contactolos dos bloques aislados de sus alrededores se produce unintercambio(interacción), energética, que puede observarse a través deldecremento de temperatura, volumen y resistencia eléctrica en el bloque máscaliente; al mismo tiempo se lleva a cabo un aumento de las mismas propiedadesen el bloque frío. Cuando todos los cambios observables cesan, esta interacción la
térmica o de calor a terminado y se dice que ambos bloques han alcanzado elequilibrio térmico
Si dos cuerpos se encuentran en equilibrio térmico con un tercero, los dos se encontraránen equilibrio térmico entre sí.
Escalas de temperaturas:
LECCIÓN 3 CALOR.
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El calor es una forma particular de energía en transición que se identifica sólo cuandocruza las paredes del sistema que se encuentra a temperatura diferente de otro sistema ode los alrededores.
Es la transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismocuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde elcuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo latransferencia de calor hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).
m
LECCIÓN 4 ECUACIONES DE ESTADO:
El estado de una sustancia pura se describe en función de propiedades intensivas como Pv y T, las cuales se relacionan mediante ecuaciones conocidas generalmente como
Ecuaciones de estado. La más sencilla de ellas es la muy conocida ecuación de estadode gas ideal, denominada así porque todo gas cuyas propiedades cumplan con estarelación se considera que tiene un comportamiento ideal. En general la mayoría de losgases reales a presiones bajas, como la presión atmosférica y temperaturas iguales osuperiores a las del medio ambiente, tienen un comportamiento ideal. La ecuación deestado de gas ideal se expresa bajo cualquiera de las siguientes expresionesmatemáticas:
LECCIÓN 5: ECUACIÓN DE ESTADO
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Ecuación de Redlich- Kwong Esta es una ecuación mucho más exacta que la ecuaciónde van der Waals y aplicable en
un mayor rango de presión y temperaturas.
P=RT/(V-b) – a/V(V+b)T
Una ecuación de estado exacta, que es una representación analítica del
comportamiento, frecuentemente es deseable desde un punto de vista computacional. Se handesarrollado muchas ecuaciones de estado diferentes. La mayoría de ella sonexactas solo hasta una cierta densidad menor que la densidad critica, aunqueunas pocas son razonablemente exactas hasta aproximadamente 2.5 veces dichadensidad critica. Todas las ecuaciones de estado resultan ser muy inexactas
cuando la densidad excede la densidad máxima para la que se obtuvo la ecuación.
Pueden identificarse tres amplias clasificaciones de ecuaciones de estado, asaber, generalizadas, empíricas y teóricas.
La más conocida de las ecuaciones de estado generalizadas es también la másantigua, a saber, la ecuación de van der Waals, que fue presentada en 1873 comoun perfeccionamiento semiteórico de la ecuación de gas ideal. La ecuación deestado de van der Waals es:
CAPITULO 2 TRABAJOS LECCIÓN 6 TRABAJOS:
Del estudio de la física Ud. debe saber que el trabajo es una forma particular de energíaque corresponde a una magnitud escalar definida como el producto punto de dosmagnitudes vectoriales: la fuerza y el desplazamiento realizado en la misma dirección de
la fuerza. También recordará que matemáticamente el trabajo se expresa como:
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Una manera de transferir energía desde un sistema que está a más temperatura, aotro, que tiene menos, es por medio de calor. Pero existe otra forma, y esmediante un trabajo.
La forma habitual de realizar un trabajo sobre un sistema termodinámico esmediante un cambio de volumen.
La fuerza que el gas ejerce sobre una superficie, determina una presión, que alprovocar desplazamiento, origina un cambio de volumen, es decir:
• Cuando se comprime el sistema, recibe en forma de trabajo una energíatransmitida por el entorno , incrementando, por tanto, su propia energía por lo que diremos que, Wcompresión > 0
Dado que hay contracción de volumen (ðV=Vf - Vi), entonces ðV < 0 , y la fórmuladel trabajo quedará:
• Cuando el sistema se expande, transmite una parte de su energía alentorno en forma de trabajo, disminuyendo así su energía, por lo queconsideraremos que, W compresión < 0
LECCIÓN 7 DIAGRAMAS TERMODINÁMICOS:
Son representaciones en coordenadas cartesianas de las propiedades de un sistemadurante el transcurso de un proceso. Se utilizan para visualizar, predecir o analizar loscambios producidos en la medida en que ocurren diferentes procesos termodinámicos
Los diagramas termodinámicos son una variedad de los gráficos que llamamos"nomogramas". Los nomogramas son gráficos que tienen líneas que muestran solucionesa una serie de ecuaciones. Cada línea del diagrama representa cientos de solucionespara una determinada ecuación. Son una excelente herramienta empleada por losmeteorólogos para entender la atmósfera y se emplean esencialmente como unaherramienta para predecir el tiempo severo obteniendo parámetros de temperatura yhumedad a través de técnicas gráficas. Mediante este tipo de diagramas se pueden
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conocer las características termodinámicas de la masa de aire, su grado de estabilidad ypronosticar altura de las nubes.
Ejemplos:
LECCIÓN 8 DIAGRAMAS TERMODINÁMICOS:
Relación entre el volumen y la masa de una sustancia pura en cada fase:
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Diagrama p-V (diagrama de Clapeyron):
Este es uno de los más comunes. Tiene las siguientes propiedades de interés: el áreabajo la curva representa el trabajo sin trabajo de flujo en un ciclo cerrado, si el ciclo serecorre 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 (cicloque absorbe trabajo).
Diagrama T-S (temperatura-entropía o Diagrama Entrópico):
Es muy empleado, pues (si las evoluciones son reversibles) el área encerrada por el cicloo 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 yestudiar las variaciones de entalpía. Esto último es clave al momento de estudiar intercambios de calor y trabajo basándose en el primer principio.
LECCIÓN 9 PROPIEDADES TERMODINÁMICAS:
Propiedades intensivas y extensivas.
Todo sistema termodinámico se caracteriza por unas propiedades que definen su estadoenergético. Estas propiedades se clasifican en intensivas si no dependen de la masa delsistema y extensivas si dependen de la masa o “extensión” del sistema. Así la presión yla temperatura son propiedades intensivas, mientras que el volumen, el número de moleso la masa son extensivos. Esta diferencia es necesaria tenerla en cuenta para posterioresanálisis.
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Son características que se pueden observar, medir o cuantificar en las sustancias o en lossistemas.La cantidad y tipo de propiedades que se puedan establecer para un sistema dependendel tipo de observación que se halla establecido para el análisis del sistema. Por ejemplosi el enfoque usado es el macroscópico se pueden establecer propiedades comotemperatura (T), presión (P), energía(e), energía interna(u), y entalpia(h) y otras, que deningún modo serían establecidas utilizando el enfoque microscópico.Para apropiar mejor esta definición, a continuación se hace detalle sobre dos aspectosprimordiales de las propiedades.
CAPITULO 3 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
Un sistema que realiza un proceso cíclico conformado de una secuencia cualquiera deprocesos intermedios al final de los cuales el sistema regresa nuevamente al estadoinicial. Advierta que en cada uno de estos procesos intermedios el sistema puedeinteractuar con los alrededores para intercambiar calor, para realizar trabajo o para que serealice trabajo sobre él. Si se calcula el trabajo neto producido y se compara con el calor neto transferido se podrá comprobar que estas cantidades son iguales.
LECCIÓN 12 ENTALPIAS:
Recordando, la entalpía se define en función de la energía interna, de la presión y delvolumen del sistema, mediante la relación H= U+ PV o también en términos de
Propiedades intensivas como h= u+ Pv. Por lo tanto tampoco se podría establecer unvalor absoluto para la entalpía. Pero si se establece un estado de referencia ésta sepuede calcular a partir de los valores de la energía interna.
Función de la energía interna, de la presión y del volumen del sistema.
La entalpía de formación (Δf H0) de un compuesto químico es la variación deentalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especieselementales que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la
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entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, seríaequivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.
Así, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unascondiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K(25 °C).
Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, quedesprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nulapara los compuestos diatómicos.
LECCIÓN 13: PRIMERA LEY Y REACCIONES QUÍMICAS.
.Una reacción química implica la transformación de las sustancias denominadasreactantes en otras de naturaleza completamente distinta que se conocen comoproductos, durante la reacción se presentan cambios energéticos que si el sistemareactante se encuentra aislado térmicamente se manifiestan en un aumento o undescenso de la temperatura según el sistema libere o requiera calor.
1. Ley Cero y Escalas de T y p
Si una sustancia 1 cuya función f (p1,V1) define una temperatura T 1, y que está
en equilibrio térmico con una sustancia 2, tendremos:
f (p1,V1) = f (p2,V2)
Y si la sustancia 1 también está en equilibrio térmico con una tercera sustancia:
f (p1,V1) = f (p3,V3)
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Entonces, se concluye que:
f (p2,V2) = f (p3,V3)
Ley Cero “Si dos cuerpos están en equilibrio térmico con un tercero, entonces los trescuerpos estarán en equilibrio térmico entre sí”. Una consecuencia de la “ley cero “permitededucir que si las tres sustancias están en equilibrio térmico, se puede decir que poseenuna propiedad en común. A esta propiedad o función se la denomina “temperatura”, quees una propiedad intensiva, puesto que no depende de la cantidad de sustanciaconsiderada. Por ende, la temperatura es la propiedad que se utiliza para determinar si unsistema está en equilibrio térmico con otro(s). De esta forma, es posible determinar unaescala de temperatura, y uno de los grandes triunfos de la termodinámica fue lademostración que existe un cero absoluto de temperatura (ver Tercera Ley).
LECCIÓN 14: LEY DE HESS:
El químico ruso Germain Henry Hess enunció en 1840 que el cambio de entalpía en unareacción química es igual tanto si la reacción se realiza en una sola etapa o en variasetapas consecutivas. Este enunciado se conoce como la ley de Hess y es consecuenciade que la entalpía es una propiedad termodinámica y como tal una función de punto, por
lo cual no depende del proceso en sí, sino de los estados inicial y final. La ley de Hesstambién se puede expresar de la siguiente manera: Si una reacción química essusceptible de expresar como una sumatoria de reacciones secuenciales.
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de
productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si lareacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambios deentalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr .
Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de losreactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; eneste sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer
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principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antesque ésta, conserva su nombre histórico.[1]
Por ejemplo, el carbono en forma de grafito puede oxidarse hasta dióxido (1) omonóxido (2) de carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarsehasta dióxido (3). Como se ve a continuación, la suma de las entalpías de lareacción en dos pasos (2)+(3) es igual a la entalpía de la reacción en un paso (1):
LECCIÓN 15: CALOR INTEGRAL DE DISOLUCIÓN:
Al cambio de entalpía cuando un mol de soluto se disuelve en n moles de solvente a unatemperatura de 25 C y presión de 1 atmósfera se le denomina calor integral de solución yse representa generalmente como
H s. El valor numérico del calor de disolución depende por lo tanto del número de molesde solvente n.
Se define como la variación de entalpía que se produce al disolver una determinadacantidad de soluto en cierta cantidad de disolvente. La variación total de calor, por mol desoluto, cuando la disolución se ha completado, es el calor integral de disolución. El calor integral de disolución varía con el número de moles de disolvente en los que se hadisuelto el soluto.
PROPIEDAD TERMOMETRICA
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LA ESCALA DE TEMPERATURA TERMODINÁMICA UTILIZADA EN EL SISTEMA INGLÉS:
LAS DIFERENCIAS DE TEMPERATURAS EN GRADOS CELSIUS Y KELVIN
Ecuación 17
Ecuacion 18
DIFERENCIAS EN TEMPERATURAS EN GRADOS FAHRENHEIT Y RANKINE:
Ecuacion 19
Ecuacion 20
LAS UNIDADES UTILIZADAS PARA EL CALOR CORRESPONDEN A UNIDADES DE ENERGÍA
Ecuacion 21
= t Ecuacion 22
TRANSMISIÓN DE CALOR POR CONDUCCIÓN
Ecuacion 23
EXPRESIÓN MATEMÁTICA DE LA LEY DE FOURIER PARA LA CONDUCCIÓN DEL CALOR:
Ecuacion 24
MODELO MATEMÁTICO SIMPLIFICADO QUE PERMITE CALCULAR LA TASA DE TRANSFERENCIA DE CALOR PORCONVENCIÓN
Ecuacion 25
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LEY DE STEFAN- BOLTZMANN
Ecuación 26
LA CANTIDAD DE CALOR EMITIDA POR MATERIALES REALES A IGUAL TEMPERATURA ES MENOR EN
UN DETERMINADO FACTOR
Ecuación 27
EXPRECION DE UNA SUPERFICIE EXPUESTA A RADIACIÓN PUEDE ABSORBER ENERGÍA
Ecuación 28
LA TASA DE TRANSFERENCIA DE CALOR POR RADIACIÓN
= Ecuación 29
ECUACIÓN DE ESTADO DE GAS IDEA
Ecuacion 60
Ecuacion 61
ecuacion 62
VOLUMEN ESPECÍFICO REAL DE UN GAS A PRESIÓN Y TEMPERATURA DEFINIDAS Y EL VOLUMEN DE ESE
MISMO
ecuacion 63
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE GAS IDEAL PUEDE SER MEJORADA CON LAINTRODUCCIÓN DEL FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z ,
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Ecuación 64
Ecuación 65
ECUACIÓN DE ESTADO, TENIENDO EN CUENTA EL COMPORTAMIENTO QUEPRESENTAN LOS GASES REALES
Ecuación 66
LAS PRESIONES Y TEMPERATURAS REDUCIDAS
Ecuación 67
FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z
Ecuación 68
ECUACIÓN DE VAN DER WAALS
P = RT/V–b - a/V2 Ecuacion 69
CONSTANTES A Y B EN FUNCIÓN LA TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS
Ecuación 70
ECUACIÓN DE REDLICH- KWONG }
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Ecuación 71
Ecuación 72
Ecuación 73
Ecuación 74
Ecuación de Redlich - Kwong – Soave
P
Ecuaciones de estado de virial
Ecuacion 76
Ecuacion 77
MATEMÁTICAMENTE EL TRABAJO SE EXPRESA COMO
ecuacion 30
PRESIÓN POR EL ÁREA TRANSVERSAL DEL CILINDRO
ecuacion 31
LOS ESTADOS DE UN SISTEMA TERMODINÁMICO
Ecuacion 32
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PRODUCTO DE LA PRESIÓN POR LA DIFERENCIA DE LOS VOLÚMENES.
W = P 2 /1 dv = PV ʃ Ecuacion33
LA ECUACIÓN DE ESTADO BAJO LA CONDICIÓN DE PRESIÓN CONSTANTE
ecuacion 34
EL TRABAJO EN FUNCIÓN DE LAS TEMPERATURAS.
ecuacion 35
UN SISTEMA CONSTITUIDO POR UN GAS IDEAL
ecuacion 36
ecuacion 37
W = K 2 /1 dV / V = Kln ( V ) ʃ 21 = Kln ( V
2 / V1 ) Ecuación 38
EL TRABAJO DE GAS IDEAL DURANTE UN PROCESO ISOTÉRMICO
Ecuacion 39
PROCESO POLITRÓPICO
ecuacion 40
ecuacion 42
ecuacion 43
ecuacion 44
Ecuacion 45
Ecuacion 46
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t = Fr r Ecuacion 47
Ecuacion 48
Ecuacion 49
Ecuacion 50
Ecuacion 51
Ecuacion 54
PV = n RT ecuacion 55
Ecuacion 5
Ecuacion 55
Ecuacion 56
Ecuacion 57
Ecuacion 58
V = Vf + XVfg Ecuacion 59
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P = m/V ecuacion 1
PV = n RT Ecuacion 2
PV = RT Ecuacion 3
X=f(y,z) Ecuacion 6
dx = Pdy + Qdz ecuacion 9
FUNCIÓN DE PUNTO INDEPENDIENTE DE LA TRAYECTORIA
dx =0 ecuación 12 ʃ
PROCESO POLITRÓPICO EL TRABAJO
H = U + pV ecuacion 93
EL TRABAJO PARA AUMENTAR LA SUPERFICIE DE UN LÍQUIDO O ESTIRAR UNA PELÍCULA LÍQUIDA
Ecuacion 105
TRABAJO DE EJE
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Ecuacion 108
TRABAJO DE RESORTE
H = U + nRT Ecuacion 111
TRABAJO GRAVITACIONAL
dH = CPdT = mcPdT= nCpdT Ecuacion 112
TRABAJO DE ACELERACIÓN
Cp =A+BT+CT2+DT3 Ecuacion 114
MEZCLA DE LÍQUIDO Y VAPOR Y MV ES LA MASA DE VAPOR
Cp = Cv = C Ecuacion 121
FUNCIONES DE PUNTO Y FUNCIONES DE TRAYECTORIA
∆hfusion=hliquido-hsolido Ecuacion 125
PARA UNA DIFERENCIAL EXACTA SE CUMPLE QUE
Q=∆H=m∆h Ecuacion 128
TRABAJO EN UN PROCESO ADIABÁTICO
PVY= k Ecuacion 131
PRIMERA LEY EN SISTEMAS CERRADOS
ʃ ( Q – W )=0 Ecuación 79Ƌ Ƌ
LEY PARA SISTEMAS CERRADOS
Q - W =dE ecuacion 80ƌ ƌ
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PROPIEDAD INTENSIVA
Ecuacion 81
LA ENERGÍA TOTAL DEL SISTEMA
E =EC+EP+U Ecuacion 82
SISTEMA SE ENCUENTRA INICIALMENTE EN REPOSO
Ecuacion 85
EL CAMBIO EN LA ENERGÍA POTENCIAL DE UN SISTEMA
∆EP =mg(y2 – y1 ) Ecuacion 86
LA ENERGÍA POTENCIAL PARA UN NUEVO ESTADO
EP =mgy Ecuacion 87
PROPIEDAD INTENSIVA
Ecuacion 88
PROCESO ISOBÁRICO Y DEFINICIÓN DE ENTALPÍA
q = pdV +dU Ecuación 90Ƌ
FACTOR DIFERENCIAL
Q = d(pV) + dU Ecuacion 91ƌ
PROPIEDAD CONOCIDA COMO ENTALPÍA
H=U+pV Ecuacion 93
PRIMERA LEY PARA UN PROCESO ISOBÁRICO
Q = dH Ecuación 94ƌ
CALOR TRANSFERIDO EN UN PROCESO ISOBÁRICO ES IGUAL AL CAMBIO DE ENTALPÍA.
Ecuación 95
PROCESO ISOTÉRMICO
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Q = W Ecuacion 96ƌ ƌ
PROCESO ADIABÁTICO
W = - ∆U Ecuacion 99
CALOR DE REACCIÓN
QR = ∆H=Hproductos – Hreactivos Ecuacion 134
REACCIONES A VOLUMEN Y TEMPERATURA CONSTANTES
QR=∆U Ecuacion 147
LA CAPACIDAD CALORÍFICA A PRESIÓN CONSTANTE
d( ∆H
0
R) = ( ∆C
O
p) dT Ecuacion 152
EJERCICIOS
1. En el interior de un cilindro provisto de un pistón móvil se encuentran 14.2g de un gas que tiene una masa molar de 132 g/mol, 12 ºC y 167 kPa. Si elgas se expande isotérmicamente hasta una presión de 32 kPa, el calor intercambiado en este proceso, en calorías, es:
14.2g de un gas
132g/mol= masa molar
T= 12° C 230 kPa
P = 32kpa
Determinar el calor intercambiadom= 3,29T1= 12°CP1= 167kpaT2= T1P2= 32kpa
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n= 14.2g (1mol/132g/mol) = 0.1075mol
1Q2 = 0.107mol. 8.31 (j/mol k) 0.889kln (167kpa/32kpa)
= 4.12k
2. Un gas, que tiene 14.2 moles, se expande isotérmicamente a 34 ºC hastaalcanzar 2.3 veces su volumen inicial. El trabajo realizado, en joule, es:
Como la temperatura del sistema se debe expresar en grados Kelvin, se usa:
La relación entra el volumen final y el inicial corresponde a 2,3 .
Reemplazando los valores en la primera ecuación, se obtiene:
3. En el interior de un recipiente rígido se encuentra un gas a -17 ºC y134kPa. Si el gas se calienta hasta 12 ºC, la presión final del gas es de:
Solución:
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La presión es - 54,18 Kpa
3. En el interior de un recipiente rígido se encuentra un gas a -17 ºC y 134 kPa. Siel gas se calienta hasta 12 ºC, la presión final del gas es de
Donde:
= Presión inicial
= Temperatura inicial
= Presión final
= Temperatura final
Despejamos
Esta ley está expresada en función de la temperatura absoluta. Es decir, las temperaturas
han de expresarse en Kelvin. Entonces:
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4. Un gas tiene una masa molar de 137 g/mol, se encuentra sometido a unaPresión de 3.6 atmósferas y 11 ºC. El volumen específico de este gas, enLitros/kg, es:
Volumen específicoM = masa molar en kg/mol = 0.137P= presión del gasT= temperaturaR cte de los gasesT= 11°C= 284k
V= RT/ MP
V= 0.082 atm L/mol °K x 284K / 0.137kg/molx3.6 atm
V= 47.21 L/kg
5. Las contantes de Van der Waals son a = 27R2Tc2/64Pc y b = RTc/8Pc, donde R = 8.314kPa.m3/(kmol.K). Determine la constante a y b de la ecuación de van der Waals para uncompuesto que posee una temperatura crítica es de 368 K y una presión crítica 3.4 MPa
Para que las unidades de presión sean consistentes con las unidades de laconstante R, es necesario expresar la presión crítica en kPa, así
P – 4.7MPa°
P = 4700kPa
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6. Para reducir la temperatura de 69 moles de un gas, con Cv = 3.7 cal/(mol.K),desde 57 ºC a -12 ºC en un tanque cerrado de paredes rígidas, es necesarioretirar, en calorías:
Como el tanque es de paredes rígidas el proceso de enfriamiento se realiza avolumen constante, por lo que el valor a retirar será igual al cambio de la energíainterna del sistema.
Q = ∆U =n¯Cv*∆T
El calor específico a volumen constante del gas se encuentra expresado en cal/(mol*K), es necesario expresar las temperaturas en kelvin
T (K) =273.15+ (-25°C)
T (K) = 273.15
T (K) = 273.15+ (78°C)
T (K) =273.15
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Remplazando la ecuación
Q = 87moles*4.5 *(351.15K*248.15K)
Q = 40324.5 Calorías
7. Se tienen 32 moles de un gas encerrado en un pistón a 42 ºC y 1.7 atm. Secomprime isotérmicamente realizando un trabajo sobre el sistema de -34 kJ. La
presión final del gas es:
32 x 42 x 1.7
-34Kj= 67,2
9. Se necesita 13.5 Kcal para fundir 189 g de una sal que tiene una masa molar de82 g/mol. Por lo tanto, su calor molar de fusión, en Kcal/mol, es:
Solución:
13,5kcal/189g (1mol/82g) = 0,071Kcal/mol
10. Un líquido inicialmente se encuentra a 32 ºC, es calentado incrementando sutemperatura en 87 ºF. Su temperatura final, en ºF, es
F = (ºC*1.8)+32
Temperatura inicial 32ºC = 89,6ºF
Tf = Ti + Ta
= 89,6 + 87= 176,6ºF
176,6ºF de temperatura final.
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9. Se necesita 13.5 kcal para fundir 189 g de una sal que tiene una masamolar de 82 g/mol. Por lo tanto, su calor molar de fusión, en Kcal/mol, es:
El calor molar de fusión se define como el cambio de entalpía que ocurre durante
la transformación, de una mol de esa sustancia, de sólido a líquido. Por lo tanto:
10. Un líquido inicialmente se encuentra a 32 ºC, es calentado incrementandosu temperatura en 87 ºF. Su temperatura final, en ºF, es:
Usando esta fórmula se determina la temperatura inicial en grados Fahrenheit:
Como la temperatura se incrementa en 85°F, la temperatura final del líquido será:
La temperatura final es
11. Una pared de 67 cm de espesor y que tiene una conductividad térmica de0.64 W/(m.K), está sometida a una temperatura exterior de 362 K e interior de15 ºC. La tasa de transferencia de calor, en W/m2, que se presenta a través dela pared es:
Dónde:
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• kt= conductividad térmica de la pared 0,64 W/(mK)
• dx= corresponde al espesor de la pared de 0,67 m.
• dT= Corresponde a la diferencia de temperatura entre el interior y elexterior de la pared. La temperatura del interior de la pared debeexpresarse en grados Kelvin:
• Reemplazando en la ecuación, se obtiene
Rta: La tasa de transferencia de calor que se presenta a través de lapared es 62, 95 W/m2.
Despejando el calor molar de fusión, se consigue:
Se determina el número de moles presentes en el sistema, así:
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Reemplazando se obtiene:
Rta: El calor molar de fusión de la sal es de .
CONCLUSIONES
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Sabemos que se efectúa trabajo cuando la energía se transfiere de uncuerpo a otro por medios mecánicos. El calor es una transferencia deenergía de un cuerpo a un segundo cuerpo que está a menor temperatura.
O sea, el calor es muy semejante al trabajo
• El calor se define como una transferencia de energía debida a unadiferencia de temperatura, mientras que el trabajo es una transferencia deenergía que no se debe a una diferencia de temperatura.
• Al hablar de termodinámica, con frecuencia se usa el término "sistema". Por sistema se entiende un objeto o conjunto de objetos que deseamosconsiderar.
• En un sistema cerrado no entra ni sale masa, contrariamente a los sistemasabiertos donde sí puede entrar o salir masa.
• Un sistema cerrado es aislado si no pasa energía en cualquiera de sus
formas por sus fronteras.• La realización de este trabajo con una estructuración de los conceptos de
termodinámica provee de mejores posibilidades de éxito al momento debuscar ponerlas en práctica.
•
• Al usar esquemas gráficos facilita la tarea de visualización de los conceptosque se
• Desea compartir y los hace más a menos de abordar, cualquier concepto otemática es susceptible de esquematizar en forma conceptual
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Leonardo Valderrama
lozano
100
ANDRES HUMBERTO CASTAÑEDA
100
100
TIRONE ALBERTO PALLARES MACHADO
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BIBIOGRAFIA
http://jfinternational.com/mf/termodinamica.html