EL INFORME
Un informe de laboratorio debe cubrir los siguientes pasos:
Título y objetivos del experimento
Teoría
Aparatos, instrumentos y materiales utilizados
Procedimiento del experimento
Datos y Observaciones
Cálculos y Resultados
Análisis de Resultados
Conclusiones
Bibliografía
El contenido de cada apartado es el siguiente:
Título y objetivos del experimento:
El título en sí expone el objetivo del experimento. Debe ser lo más corto posible, pero describiendo adecuadamente el trabajo realizado.
Los objetivos deben especificar de manera clara lo que se pretende estudiar y los conocimientos que se pretenden adquirir. No deben confundirse con un lista de las actividades realizadas.
Teoría
Se hace referencia a los principios físicos relacionados directamente con el experimento y que soportan el trabajo realizado. Se describen las fórmulas empleadas, definiendo la simbología utilizada. Debe hacerse con apoyo en material bibliográfico, pero no debe ser una copia textual de éste ni una secuencia de párrafos copiados y sin relación entre ellos.
Aparatos, instrumentos y materiales utilizados
Se presenta una descripción del equipo con el cual se trabajó y de los instrumentos utilizados. Se deben incluir esquemas y se debe describir la función de cada instrumento. En lo posible, debe indicarse la precisión del equipo. No debe limitarse a una simple lista de instrumentos.
Procedimiento del experimento
Se enuncia cada paso llevado a cabo en el experimento, en el mismo orden de ejecución y de una forma clara, de tal manera que el lector pudiera reproducir en la forma más cercana posible el experimento.
Datos y Observaciones
Los valores medidos en el laboratorio deben organizarse en una tabla. Esta tabla debe ser completada en el laboratorio durante o inmediatamente después del experimento. Los datos tomados deben ser analizados y comparados en el momento, con el fin de verificar su coherencia y correspondencia.
La nomenclatura usada debe ser explicada y ser coherente con la usada en la teoría.
Además de los datos, deben hacerse anotaciones sobre los fenómenos observados en la práctica y que no necesariamente son medidos.
Cálculos y Resultados
Los cálculos realizados al procesar los datos y los resultados obtenidos se presentan en forma ordenada (posiblemente tabulados). Si los cálculos son repetidos, se puede presentar un modelo de cálculo y luego una tabla con todos los resultados. Según el fenómeno estudiado, las gráficas pueden ser útiles para realizar los cálculos y obtener resultados.
Algunas veces y para mayor claridad, los datos se vuelven a presentar en la tabla de Cálculos y Resultados.
Algunas personas prefieren presentar en forma conjunta los datos, los cálculos y los resultados. En este caso debe señalarse en una forma apropiada cuáles de las variables corresponden a valores tomados en el laboratorio y cuáles de ellas se obtienen en el proceso de cálculo.
Análisis
Cualquier relación que pueda existir entre las variables medidas, debe mostrarse en una gráfica. Los valores medidos deben ubicarse en la gráfica y debe trazarse sobre ella una curva de ajuste encontrada con un análisis matemático, el cual debe incluirse. Si el propósito del experimento es evaluar ciertas constantes o coeficientes, debe hacerse una comparación entre los datos experimentales hallados en el laboratorio y los consignados en libros o catálogos. Si el experimento consiste en probar una relación teórica, debe hacerse una comparación entre los resultados teóricos y los experimentales.
Conclusiones
Debe presentarse un análisis completo de las relaciones entre las variables, las comparaciones entre los resultados experimentales y los conceptos teóricos, y el desarrollo del experimento. Los resultados que presenten discrepancias deben ser discutidos, así como las posibles causas de error, proponiendo ideas que contribuyan a mejorar los resultados y el procedimiento de trabajo. En cierta forma, se trata de hacer inferencias a partir del análisis de resultados.
Bibliografía
Deben indicarse todos los textos, notas de profesores, trabajos de compañeros, manuales, catálogos, etc. que hayan sido usados en la realización del informe.
martes, 9 de marzo de 2010
el esquema
Introducción
Objetivos generales
Determinar la relación de un gas por el método clement desormes.
Objetivos particulares
Saber que es la termodinámica y cuales son sus características, y sus leyes
Entender lo que es la Capacidad Calorífica, como se determina y que factores la afectan o influyen en ella
Entender lo que es Proceso, y aprender los procesos y saber que fórmulas se aplican a cada procesos termodinámico
Entender otros conceptos como calor, presión, temperatura y presión absoluta
Saber que aplicaciones industrial tiene las capacidades caloríficas y la termodinámica como rama de la fisicoquímica
Lo que deseamos obtener de esta practica es el valor de γ para el aire mediante el proceso adiabαtico e isotérmico.
En esta práctica determinamos el valor de gama que nos resultó – 1.282, con un valor negativo experimental, pues bien sale negativo porque se empleo de forma experimental por Clement y Desormes, utilizando un barómetro con agua, esto con el fin de determinar las presión P1 y P2, dichos ratos se obtuvieron de cinco repeticiones en el experimento, los cuales por estar en mm H2O, por medio de la densidad del agua, mercurio estas presiones se transformaron a unidades de mm Hg, mediante la perilla de hule se le ejercía presión después se dejaba soltar y se fueron recolectando dichos datos, el valor de la densidad se encontró en tablas, después de se entendió la teoría y el método de Clement y Desormes, el porcentaje de error fue 189 %, el cual vemos que hubo de poco de error en la medición, dicho error tubo factores tales como un error sistemático,
Podemos concluir que gama, a parte de ser una relación entre las capacidades caloríficas, también es una relación en el incremento de presiones en el proceso adiabático, entre el incremento de presiones en el proceso isotérmico, pues bien, tomando en cuenta en gama, también es de valor exponencial el cual si es cero, se habla de un proceso adiabático, si es uno es un proceso isotérmico, si n es gama es un proceso adiabático y si n es infinito es un proceso isométrico o isocórico, esto le concluimos que son procesos politrópicos.
La termodinámica, que es el estudio de la energía térmica de sistemas. El concepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tan conocida que la mayoría de nosotros, debido a nuestro sentido de caliente frío, tendemos a interpretarlo con exceso de confianza. En realidad nuestro "sentido de temperatura", no siempre es confiable. En un frío día de invierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que un poste de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto de temperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque el hierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.
La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los experto miden la temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadas kelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límite superior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma como el cero de la escala de temperatura kelvin.
La Ley Cero De La TermodinámicaLas propiedades de numerosos cuerpos cambian cuando alternamos su temperatura, como al sacarlos de un refrigerador y ponerlos en un horno caliente. Por ejemplo cuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido, una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica de un alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado. Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumento que nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y B están en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están en equilibrio térmico entre sí.
La Primera Ley De La TermodinámicaUna de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energía que acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tan diversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, la combustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismos complejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión y redistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece y hacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corriente calienta un conductor o es capaz de realizar un trabajo mecánico o químico; energía radiante inherente a la luz visible y a la radiación en general; y finalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone de manifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.
SistemaEste término muy usual, se define como cualquier porción del universo aislado en un recipiente inerte, que puede ser real o imaginario, con el fin de estudiar el efecto de las diversas variables sobre él. A su vez la porción de universo excluido del sistema de denomina "contorno". El contenido de un sistema puede variar ampliamente desde una cantidad pequeña de agua, por ejemplo, hasta el universo total. Las interacciones entre un sistema y su contorno, son muy importantes en termodinámica y cuando entre ambos existe intercambio de materia y energía tenemos un sistema abierto, y aislado en caso contrario. Se llama sistema cerrado aquel que no intercambia materia con sus alrededores pero sí energía.
Un sistema homogéneo contiene únicamente una fase, mientras que uno heterogéneo contiene más de una. Se define por fase la porción homogéneas de un sistema, físicamente diferenciable y separable mecánicamente. Si en el sistema "agua" coexiste el hielo, el líquido y el vapor, cada forma constituye una fase separada de otras por un límite. Aún más, cada fase puede ser continua como la líquida o gaseosa o dividida en porciones menores como un masa de cristales de hielo. El término "separables mecánicamente" de la definición significa que la fases puede separarse entre sí por operaciones tales como la filtración, sedimentación, decantación u otros procedimientos mecánicos, como por ejemplo la recolección a mano de los cristales. No incluye, sin embargo, otros procedimientos de separación tales como la evaporación destilación, adsorción o extracción. Como los gases son miscibles totalmente, sólo es posible un sistema de una fase gaseosa. Con líquidos o sólidos no parece existir un límite teórico al número posible de fases, pero ocho es el máximo de fases líquidas observadas en un sistema.
La fases presentes en un sistema son sustancias pura como el N2, H2O, NaCl o C2H6 o soluciones de éstas. Una solución verdadera, está definida como una mezcla físicamente homogénea de dos o más sustancia. Esta definición no señala restricción sobre el estado de agregación o la cantidad relativa de constituyentes. En consecuencia una solución puede ser gaseosa, líquida o sólida y variar de composición dentro de límites muy amplios. Este hecho excluye a los compuestos puros de la clasificación, porque persiste una relación fija y definida entre los constituyentes de un compuesto.
Propiedades Y Variables De Un SistemaLas propiedades de un sistema se dividen en dos clases: intensivas y extensivas. Estas son la que dependen de la cantidad de sustancia del sistema, por ejemplo, la masa total, el volumen y la energía. Por otra parte, las propiedades intensivas son aquellas cuyo valor es independiente de la cantidad total siendo función de la concentración de sustancia, así tenemos a la densidad, índice de refracción, y masa, volumen o energía molar. En ausencia de fuerzas especiales, como los campos magnéticos B o eléctricos E, las propiedades extensivas de una sustancia pura, dependen de dos de las tres variables, P, V y T y el número de moles, n, de la sustancia presente. Sólo dos de las variables de estado son independientes, porque en principio se supone que el sistema posee una ecuación que relaciones P, V y T; esto hace que una de las variables resulte dependiente.
Las propiedades extensivas son función de P, T y el número de moles de los diferentes constituyentes presentes, es decir, n1, n2, n3, etc. A su vez las intensivas depende de P, T y las concentraciones de las diversas especies. El número de variables de estas últimas es una menos que el total de constituyentes de la solución por la razón siguiente: Si expresamos la concentración en fracción molar, la especificación de todas menos una de éstas da la última de ellas por sustracción de la unidad, que es la suma de todas la fracciones molares. Una vez que se hallan especificados los valores de las variables independientes de un sistema el estado mismo queda determinado. Para devolver el sistema a sus condiciones iniciales, las variables deben ajustarse a su valor original. Este hecho por el cual el estado de un sistema se repite el valor de las variables, se conoce como principio de reproducibilidad de los estados.
Procesos Isotérmicos Y AdiabáticosLas relaciones de energía y el estado de cualquier sistema durante un proceso dependen no solamente de la manera en que el trabajo se ha efectuado, sino también de ciertas condiciones experimentales impuestas sobre el sistema como un todo. Dos restricciones tales, de importancia especial involucran procesos efectuados bajo (a) condiciones isotérmicas (b) adiabáticas. Un proceso isotérmico es cualquiera realizado de manera que la temperatura constante durante toda la operación. A su vez, un proceso adiabático es aquél en que no hay absorción ni desprendimiento de calor por parte del sistema.
Proceso Isotérmico En Los Gases IdealesComo la energía interna de los gases ideales es una función de la temperatura únicamente, la imposición de una temperatura constante significa también constancia en E y de aquí que D E = 0. La inserción de este criterio para un cambio isotérmicos en los gases ideales en la ecuación (1) nos da
(1)
Vemos por ese motivo, que en tal proceso todo el trabajo realizado será a expensas del calor absorbido, o cualquier calor obtenido procederá del trabajo hecho sobre el sistema. La magnitud de q dependerá obviamente de la manera en que el trabajo se llevó y puede variar desde cero para una expansión libre a una máximo cuando se logra la reversibilidad. La expresión para el trabajo máximo, wm obtenida cuando un gas ideal se expande isotérmica y reversiblemente puede deducirse de esta forma: Bajo condiciones reversibles, tenemos que P = nRT/V. Al sustituir esta valor de p en la ecuación (2) obtendremos
(2)
E integrando
(3)
La ecuación (3) nos da el trabajo máximo alcanzable en una expansión isotérmica reversible de n moles de un gas ideal desde un volumen V1 a V2 a la temperatura T. De nuevo, como la temperatura es constante V2/V1 = P1/P2 de acuerdo con la ley de Boyle y por tanto la ecuación (3) puede escribirse en forma equivalente.
(4)
La aplicación de la ecuación (4) y la diferencia entre trabajo reversible isotérmico o el simplemente isotérmico, realizando contra una presión constante, se comprende mejor mediante problemas de aplicación.
Procesos Adiabáticos En Los Gases IdealesComo en este caso no hay intercambio de calor entre un sistema y sus alrededores, resulta que q = 0, e introduciendo este criterio para un proceso adiabático en la ecuación (5) tenemos
D E = -W (5)
De la ecuación (4) se sigue que cualquier trabajo en un proceso adiabático se realiza a expensas de la energía interna y conforme aquel va efectuándose, la energía interna del sistema disminuye y en consecuencia desciende la temperatura. Por el contrario, si se hace trabajo sobre el sistema todo él incrementa la energía interna del sistema y en consecuencia se eleva la temperatura. Una ecuación que todo gas ideal debe obedecer en cualquier etapa de una expansión reversible adiabática, se deduce fácilmente a partir de la ecuación (3). Supongamos n moles de un gas ideal a la presión P y volumen V. Para un incremento de volumen infinitesimal dV y presión P, el trabajo realizado es PdV, y como es a expensas de la energía interna del gas, ésta debe disminuir en la proporción dE. Según la ecuación (3), tendremos, por ese motivo:
PdV = - dE
Sin embargo por la ecuación dE = nCvdT, y por tanto:
(6)
Además como P = nRT/V, la ecuación (6) se convierte en:
y por tanto:
(7)
Ordenando y tomando antilogaritmos resulta
(8)
Capacidad CaloríficaConsideremos una cantidad de calor muy pequeña dq añadida a una sistema y supongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso de temperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida para producir un ascenso de temperatura de un grado es:
Y C es así la capacidad calorífica del sistema. Ahora, de la ecuación obtenemos dq = dE + pdV y de aquí:
Cuando el volumen se mantiene constante dV = 0, la ecuación se reduce a:
(9)
Esta ecuación es la realización termodinámica que define CV y nos dice que es la velocidad de cambio de la energía interna con la temperatura a volumen constante. Sin embargo, cuando la absorción de calor ocurre reversiblemente a presión constnte, entonces p = P, y la ecuación (9) se transforma en:
Pero, si diferenciamos con relación a T a presión constante P obtenemos:
En consecuencia:
(10)
Que es la definición termodinámica de Cp; es decir, es el cambio de entalpía con la temperatura a presión constante.
La diferencia entre las dos capacidades caloríficas se deduce fácilmente por un argumento termodinámico.
Pero, H = E + PV. Diferenciando esta cantidad con respecto a la temperatura a presión constante obtendremos:
y por sustitución
(11)
El problema ahora radica en relacionar el primer y tercer término de la derecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E será en general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Si elegimos a T y V como la independientes, entonces:
E = f (T, V)
Dividiendo ambos lados de la ecuación por dT e imponiendo la condición de que la presión es constante, obtenemos:
Y la nos da finalmente
(12)
La ecuación (12) es completamente general. Veremos más adelante cómo se puede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas. Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV para gases ideales y por consiguiente g , se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:
Gases
CP
CV
g
Monoatómicos
5
3
1.65
Diatómicos
7
5
1.44
Poliatómicos
9
7
1.28
A manera mas sencilla de determinar es mediante la fórmula
(13)
Proceso isobárico
Q = W = D E = D H =
D H = nCpD T D H - D E nCvD T nCpD T
V/T = cte.
Q = D H
V a T Fórmula:
Proceso isométrico
ó isocórico Q = W = D E = D H =
D E = nCvD T 0 nCvD T nCpD T
P/T = cte.
Qv = D E
P a T Fórmula:
Proceso isotérmico
Q = W = D E = D H =
W proceso reversible 0 0
- PT = cte ;
- Q = W
proceso irreversible
-
Fórmulas:
Proceso adiabático
Q = W = D E = D H =
0 proceso reversible nCvD T nCpD T
- P1 ¹ P2 ; V1 ¹ V2; ;
- W = - D E
proceso irreversible
-
Fórmulas: ; ; ;
Cuadro de material y equipo:
NOMBRE DEL MATERIAL
DESCRIPCIÓN
DEL MATERIAL
¿PARA QUE LO UTILICÉ?
ESQUEMA
Garrafón de vidrio de 20 litros con conexiones de vidrio y manguera
Es un recipiente de plástico, con el cual con una manguera se transporta el aire.
Lo utilicé para registrar las presiones manométricas con un manómetro con agua
Perilla de Hule
Es un instrumento que sirve para ejercer presión y poder empujar el aire, contenido en el garrafón
Lo utilicé para empujar el aire contenido en el garrafón y poder hacer las mediciones
Manómetro Diferencial
Es un tubo, junto con una tabla grande que contiene agua de un tono amarillento, graduado y con forma de U
Lo utilicé para medir la diferencia entre la presión de un fluido y la presión atmosférica local
Llave de paso
Llave que se coloca en cualquier parte de nuestro sistemas
Nos ayudó a expulsar aire, con el fin de determinar las presiones
Tapón de Hule
Es de hule, o de distintos materiales, esto con el fin de
Se tapó el garrafón y se hicieron las conexiones pertinentes para realizar el desarrollo experimental de manera correcta
Reactivos:Empleo de Aire:Esta constituido por un mezcla de nitrógeno y de oxígeno como elemento básico (99%) y el resto como gases noblesElementos Proporción en volumen Proporción en PesoNitrógeno 78.14 75.6Oxígeno 20.92 23.1Gases Nobles 0.94 0.3
Hidrógeno 5´ 10-5 0.35´ 10-5En el aire existen otras sustancia, con vapor de agua en cantidad variable y dióxido de carbono (0.03% en volumen) en la zonas industriales, hidrocarburos, alquitranes, cenizas y SO
Diagrama De Bloques
Objetivos generales
Determinar la relación de un gas por el método clement desormes.
Objetivos particulares
Saber que es la termodinámica y cuales son sus características, y sus leyes
Entender lo que es la Capacidad Calorífica, como se determina y que factores la afectan o influyen en ella
Entender lo que es Proceso, y aprender los procesos y saber que fórmulas se aplican a cada procesos termodinámico
Entender otros conceptos como calor, presión, temperatura y presión absoluta
Saber que aplicaciones industrial tiene las capacidades caloríficas y la termodinámica como rama de la fisicoquímica
Lo que deseamos obtener de esta practica es el valor de γ para el aire mediante el proceso adiabαtico e isotérmico.
En esta práctica determinamos el valor de gama que nos resultó – 1.282, con un valor negativo experimental, pues bien sale negativo porque se empleo de forma experimental por Clement y Desormes, utilizando un barómetro con agua, esto con el fin de determinar las presión P1 y P2, dichos ratos se obtuvieron de cinco repeticiones en el experimento, los cuales por estar en mm H2O, por medio de la densidad del agua, mercurio estas presiones se transformaron a unidades de mm Hg, mediante la perilla de hule se le ejercía presión después se dejaba soltar y se fueron recolectando dichos datos, el valor de la densidad se encontró en tablas, después de se entendió la teoría y el método de Clement y Desormes, el porcentaje de error fue 189 %, el cual vemos que hubo de poco de error en la medición, dicho error tubo factores tales como un error sistemático,
Podemos concluir que gama, a parte de ser una relación entre las capacidades caloríficas, también es una relación en el incremento de presiones en el proceso adiabático, entre el incremento de presiones en el proceso isotérmico, pues bien, tomando en cuenta en gama, también es de valor exponencial el cual si es cero, se habla de un proceso adiabático, si es uno es un proceso isotérmico, si n es gama es un proceso adiabático y si n es infinito es un proceso isométrico o isocórico, esto le concluimos que son procesos politrópicos.
La termodinámica, que es el estudio de la energía térmica de sistemas. El concepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tan conocida que la mayoría de nosotros, debido a nuestro sentido de caliente frío, tendemos a interpretarlo con exceso de confianza. En realidad nuestro "sentido de temperatura", no siempre es confiable. En un frío día de invierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que un poste de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto de temperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque el hierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.
La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los experto miden la temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadas kelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límite superior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma como el cero de la escala de temperatura kelvin.
La Ley Cero De La TermodinámicaLas propiedades de numerosos cuerpos cambian cuando alternamos su temperatura, como al sacarlos de un refrigerador y ponerlos en un horno caliente. Por ejemplo cuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido, una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica de un alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado. Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumento que nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y B están en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están en equilibrio térmico entre sí.
La Primera Ley De La TermodinámicaUna de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energía que acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tan diversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, la combustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismos complejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión y redistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece y hacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corriente calienta un conductor o es capaz de realizar un trabajo mecánico o químico; energía radiante inherente a la luz visible y a la radiación en general; y finalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone de manifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.
SistemaEste término muy usual, se define como cualquier porción del universo aislado en un recipiente inerte, que puede ser real o imaginario, con el fin de estudiar el efecto de las diversas variables sobre él. A su vez la porción de universo excluido del sistema de denomina "contorno". El contenido de un sistema puede variar ampliamente desde una cantidad pequeña de agua, por ejemplo, hasta el universo total. Las interacciones entre un sistema y su contorno, son muy importantes en termodinámica y cuando entre ambos existe intercambio de materia y energía tenemos un sistema abierto, y aislado en caso contrario. Se llama sistema cerrado aquel que no intercambia materia con sus alrededores pero sí energía.
Un sistema homogéneo contiene únicamente una fase, mientras que uno heterogéneo contiene más de una. Se define por fase la porción homogéneas de un sistema, físicamente diferenciable y separable mecánicamente. Si en el sistema "agua" coexiste el hielo, el líquido y el vapor, cada forma constituye una fase separada de otras por un límite. Aún más, cada fase puede ser continua como la líquida o gaseosa o dividida en porciones menores como un masa de cristales de hielo. El término "separables mecánicamente" de la definición significa que la fases puede separarse entre sí por operaciones tales como la filtración, sedimentación, decantación u otros procedimientos mecánicos, como por ejemplo la recolección a mano de los cristales. No incluye, sin embargo, otros procedimientos de separación tales como la evaporación destilación, adsorción o extracción. Como los gases son miscibles totalmente, sólo es posible un sistema de una fase gaseosa. Con líquidos o sólidos no parece existir un límite teórico al número posible de fases, pero ocho es el máximo de fases líquidas observadas en un sistema.
La fases presentes en un sistema son sustancias pura como el N2, H2O, NaCl o C2H6 o soluciones de éstas. Una solución verdadera, está definida como una mezcla físicamente homogénea de dos o más sustancia. Esta definición no señala restricción sobre el estado de agregación o la cantidad relativa de constituyentes. En consecuencia una solución puede ser gaseosa, líquida o sólida y variar de composición dentro de límites muy amplios. Este hecho excluye a los compuestos puros de la clasificación, porque persiste una relación fija y definida entre los constituyentes de un compuesto.
Propiedades Y Variables De Un SistemaLas propiedades de un sistema se dividen en dos clases: intensivas y extensivas. Estas son la que dependen de la cantidad de sustancia del sistema, por ejemplo, la masa total, el volumen y la energía. Por otra parte, las propiedades intensivas son aquellas cuyo valor es independiente de la cantidad total siendo función de la concentración de sustancia, así tenemos a la densidad, índice de refracción, y masa, volumen o energía molar. En ausencia de fuerzas especiales, como los campos magnéticos B o eléctricos E, las propiedades extensivas de una sustancia pura, dependen de dos de las tres variables, P, V y T y el número de moles, n, de la sustancia presente. Sólo dos de las variables de estado son independientes, porque en principio se supone que el sistema posee una ecuación que relaciones P, V y T; esto hace que una de las variables resulte dependiente.
Las propiedades extensivas son función de P, T y el número de moles de los diferentes constituyentes presentes, es decir, n1, n2, n3, etc. A su vez las intensivas depende de P, T y las concentraciones de las diversas especies. El número de variables de estas últimas es una menos que el total de constituyentes de la solución por la razón siguiente: Si expresamos la concentración en fracción molar, la especificación de todas menos una de éstas da la última de ellas por sustracción de la unidad, que es la suma de todas la fracciones molares. Una vez que se hallan especificados los valores de las variables independientes de un sistema el estado mismo queda determinado. Para devolver el sistema a sus condiciones iniciales, las variables deben ajustarse a su valor original. Este hecho por el cual el estado de un sistema se repite el valor de las variables, se conoce como principio de reproducibilidad de los estados.
Procesos Isotérmicos Y AdiabáticosLas relaciones de energía y el estado de cualquier sistema durante un proceso dependen no solamente de la manera en que el trabajo se ha efectuado, sino también de ciertas condiciones experimentales impuestas sobre el sistema como un todo. Dos restricciones tales, de importancia especial involucran procesos efectuados bajo (a) condiciones isotérmicas (b) adiabáticas. Un proceso isotérmico es cualquiera realizado de manera que la temperatura constante durante toda la operación. A su vez, un proceso adiabático es aquél en que no hay absorción ni desprendimiento de calor por parte del sistema.
Proceso Isotérmico En Los Gases IdealesComo la energía interna de los gases ideales es una función de la temperatura únicamente, la imposición de una temperatura constante significa también constancia en E y de aquí que D E = 0. La inserción de este criterio para un cambio isotérmicos en los gases ideales en la ecuación (1) nos da
(1)
Vemos por ese motivo, que en tal proceso todo el trabajo realizado será a expensas del calor absorbido, o cualquier calor obtenido procederá del trabajo hecho sobre el sistema. La magnitud de q dependerá obviamente de la manera en que el trabajo se llevó y puede variar desde cero para una expansión libre a una máximo cuando se logra la reversibilidad. La expresión para el trabajo máximo, wm obtenida cuando un gas ideal se expande isotérmica y reversiblemente puede deducirse de esta forma: Bajo condiciones reversibles, tenemos que P = nRT/V. Al sustituir esta valor de p en la ecuación (2) obtendremos
(2)
E integrando
(3)
La ecuación (3) nos da el trabajo máximo alcanzable en una expansión isotérmica reversible de n moles de un gas ideal desde un volumen V1 a V2 a la temperatura T. De nuevo, como la temperatura es constante V2/V1 = P1/P2 de acuerdo con la ley de Boyle y por tanto la ecuación (3) puede escribirse en forma equivalente.
(4)
La aplicación de la ecuación (4) y la diferencia entre trabajo reversible isotérmico o el simplemente isotérmico, realizando contra una presión constante, se comprende mejor mediante problemas de aplicación.
Procesos Adiabáticos En Los Gases IdealesComo en este caso no hay intercambio de calor entre un sistema y sus alrededores, resulta que q = 0, e introduciendo este criterio para un proceso adiabático en la ecuación (5) tenemos
D E = -W (5)
De la ecuación (4) se sigue que cualquier trabajo en un proceso adiabático se realiza a expensas de la energía interna y conforme aquel va efectuándose, la energía interna del sistema disminuye y en consecuencia desciende la temperatura. Por el contrario, si se hace trabajo sobre el sistema todo él incrementa la energía interna del sistema y en consecuencia se eleva la temperatura. Una ecuación que todo gas ideal debe obedecer en cualquier etapa de una expansión reversible adiabática, se deduce fácilmente a partir de la ecuación (3). Supongamos n moles de un gas ideal a la presión P y volumen V. Para un incremento de volumen infinitesimal dV y presión P, el trabajo realizado es PdV, y como es a expensas de la energía interna del gas, ésta debe disminuir en la proporción dE. Según la ecuación (3), tendremos, por ese motivo:
PdV = - dE
Sin embargo por la ecuación dE = nCvdT, y por tanto:
(6)
Además como P = nRT/V, la ecuación (6) se convierte en:
y por tanto:
(7)
Ordenando y tomando antilogaritmos resulta
(8)
Capacidad CaloríficaConsideremos una cantidad de calor muy pequeña dq añadida a una sistema y supongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso de temperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida para producir un ascenso de temperatura de un grado es:
Y C es así la capacidad calorífica del sistema. Ahora, de la ecuación obtenemos dq = dE + pdV y de aquí:
Cuando el volumen se mantiene constante dV = 0, la ecuación se reduce a:
(9)
Esta ecuación es la realización termodinámica que define CV y nos dice que es la velocidad de cambio de la energía interna con la temperatura a volumen constante. Sin embargo, cuando la absorción de calor ocurre reversiblemente a presión constnte, entonces p = P, y la ecuación (9) se transforma en:
Pero, si diferenciamos con relación a T a presión constante P obtenemos:
En consecuencia:
(10)
Que es la definición termodinámica de Cp; es decir, es el cambio de entalpía con la temperatura a presión constante.
La diferencia entre las dos capacidades caloríficas se deduce fácilmente por un argumento termodinámico.
Pero, H = E + PV. Diferenciando esta cantidad con respecto a la temperatura a presión constante obtendremos:
y por sustitución
(11)
El problema ahora radica en relacionar el primer y tercer término de la derecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E será en general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Si elegimos a T y V como la independientes, entonces:
E = f (T, V)
Dividiendo ambos lados de la ecuación por dT e imponiendo la condición de que la presión es constante, obtenemos:
Y la nos da finalmente
(12)
La ecuación (12) es completamente general. Veremos más adelante cómo se puede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas. Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV para gases ideales y por consiguiente g , se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:
Gases
CP
CV
g
Monoatómicos
5
3
1.65
Diatómicos
7
5
1.44
Poliatómicos
9
7
1.28
A manera mas sencilla de determinar es mediante la fórmula
(13)
Proceso isobárico
Q = W = D E = D H =
D H = nCpD T D H - D E nCvD T nCpD T
V/T = cte.
Q = D H
V a T Fórmula:
Proceso isométrico
ó isocórico Q = W = D E = D H =
D E = nCvD T 0 nCvD T nCpD T
P/T = cte.
Qv = D E
P a T Fórmula:
Proceso isotérmico
Q = W = D E = D H =
W proceso reversible 0 0
- PT = cte ;
- Q = W
proceso irreversible
-
Fórmulas:
Proceso adiabático
Q = W = D E = D H =
0 proceso reversible nCvD T nCpD T
- P1 ¹ P2 ; V1 ¹ V2; ;
- W = - D E
proceso irreversible
-
Fórmulas: ; ; ;
Cuadro de material y equipo:
NOMBRE DEL MATERIAL
DESCRIPCIÓN
DEL MATERIAL
¿PARA QUE LO UTILICÉ?
ESQUEMA
Garrafón de vidrio de 20 litros con conexiones de vidrio y manguera
Es un recipiente de plástico, con el cual con una manguera se transporta el aire.
Lo utilicé para registrar las presiones manométricas con un manómetro con agua
Perilla de Hule
Es un instrumento que sirve para ejercer presión y poder empujar el aire, contenido en el garrafón
Lo utilicé para empujar el aire contenido en el garrafón y poder hacer las mediciones
Manómetro Diferencial
Es un tubo, junto con una tabla grande que contiene agua de un tono amarillento, graduado y con forma de U
Lo utilicé para medir la diferencia entre la presión de un fluido y la presión atmosférica local
Llave de paso
Llave que se coloca en cualquier parte de nuestro sistemas
Nos ayudó a expulsar aire, con el fin de determinar las presiones
Tapón de Hule
Es de hule, o de distintos materiales, esto con el fin de
Se tapó el garrafón y se hicieron las conexiones pertinentes para realizar el desarrollo experimental de manera correcta
Reactivos:Empleo de Aire:Esta constituido por un mezcla de nitrógeno y de oxígeno como elemento básico (99%) y el resto como gases noblesElementos Proporción en volumen Proporción en PesoNitrógeno 78.14 75.6Oxígeno 20.92 23.1Gases Nobles 0.94 0.3
Hidrógeno 5´ 10-5 0.35´ 10-5En el aire existen otras sustancia, con vapor de agua en cantidad variable y dióxido de carbono (0.03% en volumen) en la zonas industriales, hidrocarburos, alquitranes, cenizas y SO
Diagrama De Bloques
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