Sustancias Puras

1.2.- Sustancias Puras.

1.2.1.- Definición y Clasificación de las Sustancias Puras.

Una sustancia que tiene una composición química fija recibe el nombre de sustancia pura. El agua, el nitrógeno, el helio y el dióxido de carbono, son sustancias puras.

Una sustancia pura, no tiene que ser de un solo elemento químico o compuesto. La mezcla de diferentes elementos o compuestos químicos también es una sustancia pura, siempre que la mezcla sea homogénea. El aire por ejemplo que es una mezcla de varios gases, con frecuencia se considera como una sustancia pura, porque tiene una composición química uniforme. En contraste, la mezcla de aceite y agua no es una sustancia pura. Como el aceite no es soluble en agua se acumulará sobre la superficie de esta y formará dos regiones químicamente distintas.

1.2.2.- Relaciones funcionales en sustancias ideales, ecuaciones, representación gráfica y superficies termodinámicas en:

Ecuación de Estado: Las ecuaciones que relacionan a las variables, presión (p), volumen específico (v) y temperatura (T) de un estado determinado, reciben el nombre de ecuación de estado, y es de gran utilidad en termodinámica.

La ecuación de estado de un gas ideal (o perfecto), desarrollada a partir de observaciones experimentales, permite predecir bastante bien el comportamiento de la presión, volumen específico y temperatura de muchos gases a presiones bajas, tales como el oxígeno (O2), nitrógeno (N2), anhídrido carbónico (CO2), monóxido de carbono (CO), aire e incluso vapor de agua.

Todos los gases y vapores, a mayor temperatura y menor presión se aproximan al comportamiento de un gas ideal.

Existen tres formas de expresar la ecuación de estado de un gas ideal, las cuales se detallan a continuación:

p * v = Rp * T (Ec. 2.19)

p * V = m * Rp * T (Ec. 2.20)

p * V = n * Ru * T (Ec. 2.21)

Donde:

p = Presión absoluta Pa

v = Volumen específico m3/kg

T = Temperatura absoluta K

V = Volumen del gas m3

m = Masa del gas kg

n = Número de moles del gaskmol

Rp = Constante particular del gas

Rp= (Ec. 2.22)

PM = Peso molecular del gas kg/kmol

Ru = Constante universal de los gases = 8348

m = n * PM kg (Ec. 2.23)

La ecuación de estado permite:

• Calcular una propiedad de estado, cuando se conocen dos propiedades independientes.

• Mediante el uso de derivadas parciales determinar otras propiedades tales como: la energía interna (u) y la entalpía (h).

a) Proceso a presión constante o isobárico: Aplicando la ecuación de estado a las condiciones iniciales y finales del proceso, se tiene que los volúmenes son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

Figura 1.11: Representación gráfica de un proceso isobárico.

Las ecuaciones que gobiernan este proceso son las siguientes:

(Ec. 2.24)

(Ec. 2.25)

Ws.c. = p * (V2 – V1) J (Sistema cerrado) (Ec. 2.26)

ws.c. = p * (v2 – v1) J/kg (Sistema cerrado) (Ec. 2.27)

Ws.a. = 0 J (Sistema abierto) (Ec. 2.28)

Q = m * Cp * T J (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.29)

q = Cp * T J/kg (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.30)

b) Proceso a volumen constante o isométrico: Aplicando la ecuación de estado a las condiciones iniciales y finales del proceso, se concluye que las presiones son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

Figura.1.12: Representación gráfica de un proceso isométrico.

Las ecuaciones que gobiernan este proceso son las siguientes:

(Ec. 2.31)

Ws.c. = 0 J (Sistema cerrado) (Ec. 2.32)

Ws.a. = V * (p2 – p1) J (Sistema abierto) (Ec. 2.33)

ws.a. = v * (p2 – p1) J/kg (Sistema abierto) (Ec. 2.34)

Q = m * Cv * T J (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.35)

q = Cv * T J/kg (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.36)

c) Proceso a temperatura constante o isotérmico: Aplicando la ecuación de estado a las condiciones iniciales y finales del proceso, se concluye que las presiones son directamente proporcionales a los volúmenes.

Figura 1.13: Representación gráfica de un proceso isotérmico.

Las ecuaciones que gobiernan este proceso son las siguientes:

p1 * V1 = p2 * V2 = constante (Ec. 2.38)

p1 * v1 = p2 * v2 = constante (Ec. 2.39)

u = h = 0 (Ec. 2.40)

J/kg (Sistema cerrado) (Ec. 2.41)

J/kg (Sistema abierto) (Ec. 2.42)

J/kg (Sistema cerrado) (Ec. 2.43)

J/kg (Sistema abierto) (Ec. 2.44)

d) Proceso Isentrópico (adiabáticos y reversibles.): Aplicando la ecuación de estado a las condiciones iniciales y finales del proceso más las restricciones mismas del proceso (adiabático y reversible), se puede demostrar que:

p * vk = Constante. (Ec. 2.45)

Donde:

k = Exponente Isentrópico.

(Ec. 2.46)

Figura 1.14: Representación gráfica de un proceso isentrópico.

Las ecuaciones que gobiernan este proceso son las siguientes:

(Ec. 2.47)

(Ec. 2.48)

(Ec. 2.49)

J/kg (Sistema cerrado) (Ec. 2.50)

J/kg (Sistema abierto) (Ec. 2.51)

e) Procesos Politrópicos: Es un proceso cualquiera que tiene un gas ideal. Estos procesos se caracterizan porque ocurren a calor específico

( ) (Ec. 2.52)

Todos los procesos analizados anteriormente son casos particulares de los procesos politrópicos. Se demuestran las siguientes condiciones:

Figura 1.15: Representación gráfica de un proceso politrópico.

Las ecuaciones que gobiernan este proceso son las siguientes:

(Ec. 2.53)

(Ec. 2.54)

(Ec. 2.55)

Donde:

=Exponente Politrópico (Ec. 2.56)

J/kg (Sistema cerrado) (Ec. 2.57)

J/kg (Sistema abierto) (Ec. 2.58)

J/kg (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.59)

Q = m * C * T J (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.60)

q = C * T J/kg (Sistema cerrado y abierto.) (Ec. 2.61)

De acuerdo a lo anterior, los procesos isobáricos, isométricos, isotérmicos e isentrópicos, son casos particulares de los procesos politrópicos, donde para el proceso:

• Isobárico C = Cp n = 0

• Isométrico C = Cv n = 

• Isotérmico C =  n = 1

• Isentrópico C = 0 n = k

1.2.3.-Sustancias reales, clasificación, superficies termodinámicas y diagramas de fases.

Para una sustancia simple, el único tipo de equilibrio que puede encontrarse es el físico. Esto es, la coexistencia entre sus fases, no existiendo por consiguiente las interacciones químicas. El estudio teórico de tales fenómenos está contenido en la llamada teoría de las fases.

Una sustancia pura puede encontrarse en fase sólida, líquida o gaseosa. Estar vaporizándose (pasar del estado líquido al vapor) o condensarse (pasar del estado vapor al líquido). Puede fusionarse (pasar del estado sólido al líquido) o cristalizarse (pasar del estado líquido al sólido) y puede sublimarse (pasar del estado sólido al gaseoso).

Los Diagramas más complejos relacionan además de la presión, la temperatura y el volumen, además de otras propiedades termodinámicas como la entalpía, H y la entropía, S. Un ejemplo de ello es el siguiente diagrama: Identifica cada una de las fases del diagrama ilustrado.

Figura 1.16: Representación gráfica de un proceso politrópico.

Lo importante es comprender que los diagramas termodinámicos, también llamados de fase, son la descripción del comportamiento de las sustancias puras en sus tres estados de agregación: Sólido, líquido, gas y sus respectivos equilibrios físicos.

En el diagrama de la figura las líneas AB, BD y BC corresponden a valores (P, T) en las que coexisten dos fases:

Figura1.17: Representación gráfica de un proceso politrópico.

1.2.4-.Agua como modelo de sustancia real

El agua es un compuesto abundante ya que se encuentra presente en todo el planeta y es un fluido

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