INTRODUCCIÓN A DIAGRAMAS Y TABLAS DE VAPOR

SUSTANCIAS PURAS

En termodinámica, una sustancia pura es una sustancia homogénea, es decir, cuya composición sea la misma. Se pueden considerar 3 tipos de sustancias puras:

a) Elementos químicos: son homogéneos cualquiera de ellos, por ejemplo: oxígeno, nitrógeno, cloro, helio, neón, etc.

b) Compuestos químicos: son sustancias puras porque mantienen una composición definida: agua, amoniaco, refrigerantes (R12, R134a), dióxido de carbono, etc.

c) Mezclas de gases:  El requisito es que los gases mantengan una composición constante, por ejemplo, el aire. Por lo general, los gases se difunden de manera espontánea y la composición tiende a ser constante.

VARIABLES DE ESTADO USADAS EN TABLAS DE VAPOR

U = ENERGÍA INTERNA: Es la suma de las energías internas de las moléculas de un cuerpo: energía cinética + energía de vibración + energía de rotación

H = ENTALPÍA: Es una forma de energía equivalente a la suma de la energía interna y la energía externa de una sustancia (fluido): la energía externa es la energía de flujo que se calcula como el producto de la presión por el volumen específico.

H = U + pV

S= ENTROPÍA: Es una medida indirecta de la energía disponible de un sistema que deja de serlo, es decir, mide la degradación de la energía (en forma de calor). Es una propiedad que tiene que ver con el desorden molecular.

PRINCIPIO DE ESTADO:

De acuerdo con el principio de estado, para que un sistema termodinámico esté perfectamente identificado se requieren al menos dos variables independientes, según la zona:

-En zonas monofásicas las variables presión, volumen, temperatura, entalpía, entropía y energía interna son independientes entre sí, por lo que cualesquiera dos de ellas definen el sistema.

-En zonas bifásicas la temperatura y la presión son dependientes entre sí, por lo que ellas no pueden definir el sistema, requiriéndose presión y otra variable, temperatura y otra variable o cualesquiera dos de las otras variables restantes: entalpía, entropía y energía interna.

1.2 Diagramas termodinámicos. Son representaciones gráficos de los fenómenos que sufren las sustancias puras, en especial, en sus propiedades principales como presión, volumen, temperatura, entalpía, energía interna y entropía.

Existen 2 clases de diagramas: bidimensionales y tridimensionales. Los primeros se usan por ser más prácticos, aunque se deforma la información de uno de los planos, por lo que se requiere el uso de dos o tres diagramas de este tipo. Los segundos muestran la información completa (diagrama de Molliere); sin embargo, no son prácticos y requieren el uso de algún software para determinar sus valores.

Diagrama de fases o PvsT

Determina bajo qué condiciones prevalece cada una de las fases [líquida, sólida y vapor]. Para definir el estado de un gas o vapor se debe definir únicamente dos propiedades intensivas independientes [presión y temperatura, presión y calidad, temperatura y calidad, entalpía y calidad, entalpía y entropía, etc.].

En el diagrama de fases se puede observar el punto triple, que es aquel en el cual pueden coexistir los tres estados en equilibrio [sólido, líquido y vapor].

Se muestra también el punto o estado crítico, que es aquél en el cual arriba de él es imposible una transformación de fase.

La curva que separa la fase líquida de la fase vapor recibe el nombre de curva de vaporización. Esta curva tiene como extremo superior el punto crítico; se le llama también curva del punto de ebullición o línea de saturación líquido-vapor. La curva que separa la fase sólida de la líquida recibe el nombre de curva de fusión o curva de saturación líquido-sólido; constituye el comportamiento: sólido-líquido. La curva que separa la fase sólida de la fase gaseosa se llama curva de sublimación o de saturación vapor-sólido y constituye la proyección de la región sólido-vapor.

[pic 1]

[pic 2]

Diagrama de saturación  temperatura-volumen específico

La gráfica siguiente corresponde a un diagrama T-v donde se muestra la curva de saturación y las isóbaras. Al agregar calor a presión constante se convierte la sustancia de líquido saturado a vapor saturado a temperatura constante [Por ser un proceso de equilibrio: presión y temperatura constante].

Si la sustancia es un líquido sub-enfriado se observa que las isóbaras son muy cercanas entre si, ante todo que en la realidad las isobaras del lado del líquido sub-enfriado son más cercanas; por esta razón un estado de líquido comprimido se puede aproximar a un estado de líquido saturado a la misma temperatura.

[pic 3]

En el punto crítico, los volúmenes específicos adquieren el mismo valor. Se puede observar en el diagrama T-v que el cambio de volumen a temperatura constante, debido a un cambio de presión, es mayor para un vapor que para un líquido; esto se debe a que el vapor es mucho más compresible que el líquido.

Diagrama de presión-volumen

La gráfica siguiente corresponde a un diagrama p-v. En la región de equilibrio líquido-vapor que en la evaporación inicia como líquido saturado y termina como vapor saturado se realiza a presión y temperatura constante e incremento en el volumen específico; obteniéndose en la trayectoria de líquido saturado a vapor saturado; un sistema con una calidad determinada desde cero hasta uno o 100%. El comportamiento de este diagrama es similar al del diagrama anterior.

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