manual de prÁcticas procesos termodinÁmicos

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE JALISCO

DIVISIÓN TECNOLOGÍA AMBIENTAL

NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

1

TITULO DE LA PRACTICA: Presión y Temperatura PRÁCTICA No. 1

ASIGNATURA: Procesos Termodinámicos HOJA: 1 DE: 2

UNIDAD TEMATICA: Principios Termodinámicos FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 1 ELABORO: M. en C. Nalleli Acosta Topete.

DURACION : 4 Horas LUGAR: AULA REVISIÓN 1:

REVISIÓN 2:

I.Q. María del Rosario Prado.

M en PA Carlos Muñoz Brambila.

CARRERA: Tecnología Ambiental REVISION:

1 2 3 4

OBJETIVO: Utilizar el concepto de Presión y Temperatura y realizar conversiones. * *

MARCO TEÓRICO:

Presión: la presión de un fluido sobre una superficie se define como la fuerza normal ejercida por el fluido por unidad de área de la superficie. Donde P = presión, F = fuerza, A = Área.

Magnitud Unidad SI Factor de Conversión

Presión Pascal (Pa)

1kPa = 1000 Pa 1 atm = 101.325 kPa 1 bar = 1*105 Pa 1 mmHg = 133.322 Pa 1 torr = 133.322 Pa 1 atm = 760 mmHg 1 atm = 760 torr 1 N/m2 = 9.869*10-6 atm

Temperatura: el método más común para medir la temperatura es con un termómetro ordinario donde un líquido se expande cuando es calentado. De esta forma, un tubo uniforme, parcialmente lleno de mercurio, alcohol, o algún otro fluido, puede indicar el grado de “calentamiento” simplemente por la altura de la columna de la columna de fluido. t°C = temperatura en grados Centígrados. t°F = temperatura en grados Fahrenheit. T(K) = temperatura en Kelvin. T(R) = temperatura en Rankine. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Resolver los ejercicios indicados en la práctica.

MATERIAL:

- Lápiz, calculadora, tabla de conversiones, cuaderno.

A

FP

460FtRT

273CtKT

32Ct5

9Ft

32Ft9

5Ct

)(

)(



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

2

PRERREQUISITOS: LEER CUIDADOSAMENTE TODA LA PRÁCTICA.

Define los siguientes términos:

1. Presión.

2. ¿Que utilidad práctica tiene el conocer los valores de presión y temperatura?

3. ¿Cuál es la presión en la ciudad de Guadalajara, Vallarta, Valle de México, Volcán de Colima?

4. ¿Qué diferencia hay entre presión manométrica y absoluta? Diga la aplicación de cada una.

5. ¿En base a que sustancia se determinó el cero absoluto, el punto de congelación y el punto de ebullición para hacer una relación entre escalas termométricas y cuales son estos valores?

6. ¿Qué representa la presión absoluta?

PROCEDIMIENTO:

1. En una balanza de peso muerto, se determinaron presiones de hasta 6750 torr. El diámetro del pistón es de 0.05 m, ¿cuál es la masa aproximada, en kg, de los pesos requeridos?

2. Un manómetro de mercurio se encuentra a 27 °C y marca 75 cm. La aceleración local de la gravedad es 9.6 m/s

2, la presión atmosférica es de 0.85 atm.

a) ¿cuál es la presión manométrica? b) ¿Cuál es la presión absoluta?

3. Convierta: 35°C a °F, K, R. 4. Un gas está confinado en un cilindro por un pistón de 5 in de diámetro, sobre el que descansa un peso. Las

masas del pistón y peso suman 30 gramos. La aceleración local de la gravedad es de 9.85 m/s2, y la presión

atmosférica es de 30.16 in Hg.

a) ¿cuál es la fuerza ejercida sobre el gas por la atmósfera, el pistón y el peso? b) ¿cuál es la presión del gas en atm y Pa? c) ¿cuál es la presión absoluta en atm y Pa?

CUESTIONARIO CRITERIO DE DESEMPEÑO QUE SE EVALUARA

1. CONTESTA EN ESTE APARTADO LAS PREGUNTAS DE LOS

PRERREQUISITOS.

1. Ejercicios terminados correctamente con procedimiento.

2. Cuestionario contestado.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

3

TITULO DE LA PRACTICA: Presión y temperatura II PRÁCTICA No. 2


UNIDAD TEMATICA: Principios Termodinámicos FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 1 ELABORO: M. PA Carlos E. Muñoz Brambila

DURACION : 2 hrs. LUGAR: Laboratorio de Química REVISIÓN 1:

REVISIÓN 2:

I.Q Ma. del Rosario Prado Salazar.

M. en C. Nalleli Acosta Topete.


1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno conocerá y manejara diferentes tipos de termómetros. * *

MARCO TEÓRICO:

Termómetros y Escalas de Temperatura

Gracias a la Ley Cero de la Termodinámica podemos determinar las temperaturas de los objetos; es decir, ahora uno de los tres sistemas puede ser calibrado como un instrumento para medir temperatura, el termómetro. Cuando uno calibra un termómetro, este se pone en contacto con el sistema hasta que alcanza el equilibrio térmico, obteniendo así una medida cuantitativa de la temperatura del sistema. Por ejemplo, un termómetro clínico de mercurio es colocado bajo la lengua del paciente y se espera que alcance el equilibrio térmico con su boca. Podemos ver como el líquido plateado (mercurio) se expande dentro del tubo de vidrio y se puede leer en la escala del termómetro para saber la temperatura del paciente. Un termómetro es un instrumento que mide la temperatura de un sistema en forma cuantitativa. Una forma fácil de hacerlo es encontrando una sustancia que tenga una propiedad que cambie de manera regular con la temperatura. La manera más "regular" es de forma lineal:

T(x)=ax + b. Donde T es la temperatura y cambia con la propiedad x de la sustancia. Las constantes a y b dependen de la sustancia usada y deben ser evaluadas en dos puntos de temperatura específicos sobre la escala, por ejemplo, 0° para el punto congelamiento del agua y 100° para el punto de ebullición. Después se aclara que cuál es el rango de una escala ya conocida como la Escala Celsius, para este caso. Por ejemplo, el mercurio es líquido dentro del rango de temperaturas de -38,9° C a 356,7° C. Como un líquido, el mercurio se expande cuando se calienta, esta expansión es lineal y puede ser calibrada con exactitud.

El dibujo del termómetro de vidrio de mercurio ilustrado arriba contiene un bulbo fijo con mercurio (bulb) que le

permite expandirse dentro del capilar. Esta expansión fue calibrada sobre el vidrio del termómetro. Todos los termómetros aprovechan el cambio en alguna propiedad física con la temperatura. a) Como el cambio de volumen de un líquido (como el caso antes mencionado del mercurio), b) el cambio de longitud de un sólido, c) el cambio de un gas a volumen constante, d) el cambio de volumen de un gas a presión constante, e) El cambio de resistencia eléctrica de un conductor. f) el cambio de color de algún objeto.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

4

DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Determinar la temperatura de dos sustancias una en ebullición y otra en congelación con los distintos termómetros para determinar diferencias entre ellos.

MATERIAL

Termómetro de alcohol

Termómetro de mercurio

Termómetro digital

Termómetro de carátula

2 vasos de precipitados

2 soportes universales con aro metálico

2 mallas de asbesto

1 mechero bunsen

Agua

Hielo

PRERREQUISITOS:

Conducta adecuada dentro del laboratorio y buen manejo de los equipos y materiales de laboratorio químico.

Investiga los diferentes tipos de escalas para medición de temperatura que hay y las conversiones correspondientes.

Haber leído la practica antes de su ejecución

PROCEDIMIENTO:

1. En uno de los vasos de precipitados colocar agua hasta la mitad y calentar hasta ebullición.

2. En otro de los vasos de precipitados colocar agua hasta la mitad y agregar hielo.

3. Tomar la temperatura de ambas sustancias con los diferentes termómetros.

4. Determinar diferencias de medida de acuerdo al termómetro usado.


1. ¿Qué diferencias se presentaron entre los diferentes termómetros?

2. ¿Qué tipo de termómetro fue el más exacto?

3. ¿Cuál termómetro fue el más inexacto?

4. Explica con un dibujo lo ocurrido.

Procedimiento

Resultado

Resolución del cuestionario antes de realizar la practica

Volver a contestar el cuestionario después de realizar la practica y hacer una comparación de las respuestas antes y después.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

5

TITULO DE LA PRACTICA: TERMODINÁMICA DEL AGUA PRÁCTICA No. 3


UNIDAD TEMATICA: Principios Termodinámicos FECHA DE REALIZACIÓN: MAYO 2007


DURACION : 2 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1:

REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Conocer la importancia de la Termodinámica del Agua * *

MARCO TEÓRICO:

Explique la termodinámica del agua y su utilidad en nuestro entorno.


Elaborar el ciclo del agua y comprender su termodinámica.

MATERIAL

Frasco de vidrio con tapa LIMPIO Y AMPLIO.

Piedras pequeñas, arena y tierra.

Una plantita con RAIZ.

Recipiente pequeño (que quepa en el frasco junto con la planta).

Agua.

Caja con plantas.

Bandeja de metal

Soporte para la bandeja.

Trozos de hielo.

Vaso de precipitado.

Estufa.

PRERREQUISITOS:

LEER CUIDADOSAMENTE TODA LA PRÁCTICA.

CONTESTAR EL MARCO TEÓRICO.

PROCEDIMIENTO:

PARTE 1.

Poner en el interior del frasco una capa de piedras. Sobre ella, colocar una capa de arena y, finalmente, una capa de tierra. Entierre cuidadosamente las plantas en un lado del frasco. En el otro, coloque el recipiente con agua.

PARTE 2.

Ponga sobre una mesa la caja que contiene las plantas. A 35 o 40 cm por encima de esta caja, coloque una bandeja de metal sostenida por un soporte. Sobre ella, ponga los trozos de hielo. Llene el vaso con agua y póngala a calentar.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

6

Cuando el agua esté hirviendo, instálela de modo que el vapor emergente llegue a la parte inferior de la bandeja (mira el dibujo).

Observe ahora qué sucede.


Explique detenidamente que aplicaciones tiene el conocimiento de la termodinámica del agua.

Prerrequisitos contestados.

Cuestionario contestado.

ILUSTRACIONES CON COLORES.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

7

TITULO DE LA PRACTICA: EQUILIBRIO TERMODINÁMICO PRÁCTICA No. 4



NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 4 ELABORO: I.Q. Lourdes M. Peña Cheng

ACTUALIZÓ PARA UTJ: M. en C. Nalleli Acosta Topete.

DURACION : 2 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISO: M en PA Carlos Muñoz Brambila.

CARRERA: Tecnología Ambiental

REVISION:

1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno identificará los diferentes tipos de equilibrios y estados de sistemas determinados.

* *

MARCO TEÓRICO: Un estado termodinámico es una condición del sistema definida por determinados valores de sus

coordenadas termodinámicas. Estados idénticos de un sistema, presentan los mismos valores en sus propiedades independientemente del proceso o transformaciones que haya podido efectuar para alcanzarlo.

Un sistema está en equilibrio cuando no tiene tendencia por sí mismo para cambiar su estado, y por tanto

sus propiedades. Para comprobar si un sistema esta en equilibrio habría que aislarlo (imaginariamente) y comprobar que no evoluciona por sí solo.

Si un sistema no posee en su interior fuerza alguna no equilibrada y las que ejerce a través de sus fronteras

(sí estas no son rígidas) se equilibran con las del exterior que actúan sobre él, se encontrará en equilibrio mecánico; si la temperatura es uniforme en la totalidad del sistema y es la misma que la de sus alrededores (cuando sus paredes sean diatérmicas) se encontrará en equilibrio térmico; cuando la composición química de un sistema permanece sin alteración lo tendremos en equilibrio químico; si no hay flujo de carga eléctrica a través de sus paredes y su carga interna es constante habrá equilibrio electrostático.

Por lo tanto, un sistema está en equilibrio termodinámico cuando satisface las condiciones de todos los

equilibrios parciales. En el sistema no habrá flujo de energía, materia ni carga, etc. permaneciendo ellas y la composición constantes en el interior.

Para que un sistema esté en equilibrio se tienen que dar dos condiciones: a) Sus propiedades no varíen con el tiempo. b) Si el sistema se aísla no cambian sus propiedades.


Identificar los diferentes tipos de equilibrios y estados de sistemas determinados.

MATERIAL:

2 Vasos de precipitados de 250 ml 1 Probeta de 100 ml 1 Parrilla eléctrica 1 Termómetro ¼ Hoja de papel en pequeños trocitos* Hielo*

1 Refresco gaseoso* 1 Trozo de hilo* 1 Globo mediano* 1 Peine* Franela* El material indicado con un asterisco (*) será suministrado por los alumnos.

PRERREQUISITOS:

LEER CUIDADOSAMENTE TODA LA PRÁCTICA.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

8

PROCEDIMIENTO:

Experimento 1.

1. En un vaso de precipitados colocar cinco cubos de hielo y medir la temperatura. 2. En otro vaso de precipitados calentar 50 ml. de agua hasta que alcance una temperatura de 50°C 3. Mezclar el hielo con el agua caliente y determinar la temperatura de la mezcla.

Experimento 2.

1. En un vaso de precipitados colocar cinco cubos de hielo. 2. Colocar junto a uno de los cubos un extremo del trozo de hilo. 3. Rociar con sal el área en la que están en contacto el hielo y el hilo. 4. Esperar unos minutos y observar lo que sucede.

Experimento 3.

1. En la boca de la botella de refresco colocar el globo. 2. Agitar la botella. 3. Observar lo que sucede.

Experimento 4.

1. Con un peine cepilla tu cabello. 2. Intentar atraer con el peine los trocitos de papel. 3. Descargar de energía el peine para que ya no se atraigan los trocitos de papel.

Resultados:

1. Identificar para cada uno de los procesos los elementos del sistema. 2. Completar la tabla siguiente:

EXPERIMENTO EDO. DE

OBSERVACIÓN

EQUILIBRIOS OBSERVADOS

TÉRMICO MECÁNICO QUÍMICO FASES ELECTROSTÁTICO TERMODINÁMICO

1

1

2



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

9

3

2

1

2

3

3

1

2

3

4

1

2

3


Explicar si es posible o no el establecer un equilibrio termodinámico en cada uno de los experimentos.





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

10

TITULO DE LA PRACTICA: Propiedades Coligativas PRÁCTICA No. 5


UNIDAD TEMATICA: Sustancias Puras y Ley Cero de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007



REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno comprenderá de manera práctica la aplicación de las propiedades coligativas. * *

MARCO TEÓRICO: Las Propiedades Coligativas, son aquellas propiedades físicas que dependen sólo de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto. Disminución del punto de congelación, ΔTf, es la diferencia de temperatura entre el punto de congelación de la solución y el punto de congelación de su disolvente puro. Para soluciones electrolíticas el valor de la disminución del punto de congelación es directamente proporcional a la molalidad de la solución.

ΔTf = Kf • m Donde: m = molalidad de la solución. ΔTf = descenso del punto de congelación: T - Tf, donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del solvente puro. Kf = es una constante de congelación del solvente. Elevación del punto de ebullición, ΔTb: es la diferencia de temperatura entre el punto de ebullición de una solución y el punto de ebullición de un disolvente puro.

ΔTb = Kb • m m = molalidad. ΔTb = aumento del punto de ebullición = T - Tb, donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb es el punto de ebullición del solvente puro. Kb = es una constante de congelación del solvente. Presión de Vapor: es la ejercida por el vapor sobre un líquido. Al agregar un soluto no volátil a un disolvente, menos partículas del disolvente pasan a un estado gaseoso. Por lo tanto la presión de vapor disminuye. La ósmosis difusión de partículas de disolvente a través de una membrana semipermeable, de zonas de mayor concentración hacia zonas de menor concentración de disolvente. La presión adicional para invertir la ósmosis, ocasionada por las moléculas de disolvente que se desplazan en la solución (es decir de la zona de menor concentración a zonas de mayor concentración) es llamada PRESIÓN OSMÓTICA π. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Mediante diferentes experimentos aplicará sus conocimientos para entender el principio de las propiedades coligativas.

MATERIAL: REACTIVOS:

2 Vasos de precipitado de 400 ml.

2 Agitadores.

Probeta.

2 Termómetros.

Hielo triturado.

Sal de mesa (NaCl).

Sacarosa (Azucar).



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

11

Balanza.

2 vidrios de reloj


Define cada una de las propiedades Coligativas de la Materia.

¿A que se le llama propiedad Coligativa?

PROCEDIMIENTO:

1. DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN:

a. Llena los dos vasos de 400 ml con hielo triturado. Agrega 50 ml de agua de la llave fría a cada vaso. b. Agita el contenido de cada vaso con un agitador hasta que los dos recipientes tengan una temperatura

constante, aproximadamente 1 minuto. c. Mide la temperatura de cada vaso con un termómetro y registra las lecturas. d. Agrega 75 g de NaCl a uno de los vasos y sigue agitándolos. Parte de la sal se disolverá. e. Cuando la temperatura de cada vaso sea constante registra las lecturas (aproximadamente 2 minutos). f. Contesta las preguntas del cuestionario.

2. ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN:

a. Llena los dos vasos de 400 ml con 200 ml de Agua y ponla a calentar hasta que hierva. b. Mide la temperatura de cada vaso con un termómetro y registra las lecturas. c. Agrega 75 g de NaCl a uno de los vasos y vuélvelo a calentar hasta que hierva. d. Registra la temperatura de ebullición del vaso con agua y del vaso con agua más NaCl. e. Contesta el cuestionario.

3. DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR:

a. Coloca en un vaso de precipitado 200 ml de agua y tápalo con el vidrio de reloj (asegúrate de que quede bien sellado).

b. En el otro vaso de precipitado coloca e 200 ml de agua y 75 gr de sacarosa, agita bien procurado disolver toda la sacarosa, tápalo con el vidrio de reloj y asegúrate de que quede bien sellado.

c. Coloca ambos vasos a calentar y espera a que hierva el agua. d. Observa bien que sucede con el vapor de agua que sube en ambos vasos y escribe tus observaciones y

conclusiones.


1. Compara las lecturas del agua con hielo y del agua con sal. ¿cómo

explicas el cambio de temperatura observado? 2. ¿Por qué se agregó sal sólo a uno de los vasos? 3. La sal es un electrolito fuerte que produce dos iones Na+ y Cl-,

cuando se disocia enagua. ¿por qué es importante considerar esto cuando se calcula la propiedad coligativa de disminución del punto de congelación?

4. Compara las lecturas del agua y del agua con sal hirviendo. ¿cómo explicas el cambio de temperatura observado?

5. ¿Que concentración molal tiene la disolución de agua con sal? 6. Explique el fenómeno de ósmosis.

3. Prerrequisitos contestados.

4. Cuestionario contestado.

5. Trabajo en equipo.

6. Presentación.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

12

TITULO DE LA PRACTICA: CRIOMETRÍA PRÁCTICA No. 6





REVISIÓN 2:




REVISION:

1 2 3 4

OBJETIVO: Aplicar el concepto de Criometría como una aplicación de las propiedades coligativas de la materia.

* *

MARCO TEÓRICO:

Criometría: es una medida del descenso de la temperatura de fusión de un disolvente cuando se disuelve en él una sustancia.

El descenso en el punto de congelación de una solución con respecto al solvente hace parte de una serie de

propiedades de las soluciones denominadas propiedades coligativas, la aplicación y generalización de estas propiedades radica en analizar las modificaciones que sufre el potencial químico del solvente líquido por la presencia del soluto, para el caso más simple deben plantearse dos restricciones:

El soluto es no volátil y en consecuencia no aparece en la fase vapor.

El soluto no se disuelve en el solvente sólido Sin embargo, el análisis puede ser ampliado a sistemas que no estén sujetos a estas condiciones.


Entender la importancia de la Criometría.

MATERIAL: REACTIVOS:

2 tubos de ensayo pequeños con tapón horadado para termómetro.

2 tubos de ensayo más anchos que los anteriores.

1 vaso de 400 ml.

1 termómetro de –10 a 50 o C.

1 termómetro hasta 200 o C.

1 espátula.

1 vidrio de reloj.

2 balones aforados de 100 ml.

3 Capilares para puntos de ebullición y fusión.

2 vasos de 250 ml.

1 agitador de vidrio.

1 pinza para el tubo de thiel.

1 pinza para bureta, pequeña.

1 pipeta de 10ml graduada.

1 pipeteador.

1 gotero.

Mechero.

Soporte Universal.

Naftaleno.

Agua.

Glicerina.

Aceite mineral.

Hielo.

Cloruro de sodio.

Etanol.

Azúcar.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

13


Define que es la Criometría.

PROCEDIMIENTO:

Determinación del punto de congelación del solvente:

1. Se escogerá por equipo desarrollar una de las soluciones presentadas a continuación:

2. Dejar fundir el solvente1 en el tubo por encima de la temperatura de fusión Tf y añadir una cantidad exactamente

pesada de soluto, determinar por duplicado la temperatura de fusión y repetir el procedimiento agregando cantidades sucesivas de soluto

2 exactamente pesadas y efectuando cada determinación por duplicado.

3. Determinar la temperatura de fusión del solvente puro.

4. Preparar soluciones de 100 ml de naftaleno en (aceite mineral ó glicerina), que contengan respectivamente 0,1 g; 0,2 g; 0,3 g; 0,4 g; 0,5 g de naftaleno y determinar para cada caso el punto de congelación de la solución, Tf.

5. Calcule la concentración molal de cada solución.

6. Preparar soluciones de 100 ml con sal en (agua ó alcohol), cuyas concentraciones sean las siguientes: 2,5 m; 2,0 m; 1,5 m; 1,0 m; 0,5 m, y determinar para cada caso el punto de congelación de la solución, Tf.

CALCULOS Y GRAFICAS

1. Calculo de la constante crioscópica. Construir una gráfica de È (descenso crioscópico) vs concentración de soluto de peso molecular conocido. A partir de la pendiente de la gráfica calcular Kf.

2. Calculo de los pesos moleculares relativos. Construir una gráfica de È (descenso crioscópico) vs molalidad de la solución. Los valores Kf están tablas.

3. Completa la tabla.

Solvente Cantidad de soluto

(gramos) Cantidad de

solvente (gramos) Cm solución

Tfsolución

°C

Kf solvente

Tf del solvente puro

°C

1. Los solventes pueden ser aceite mineral, aceite de cocina, etanol o agua. Consulte al profesor sobre cual usará en la práctica. 2. Los solutos pueden ser naftaleno, sal, azúcar.


Explique la importancia de la Criometría.





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

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TITULO DE LA PRACTICA: Punto ebulloscópico PRÁCTICA No. 6-1


UNIDAD TEMATICA: Sustancias puras y ley cero de la termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 1 ELABORO: M. PA Carlos Muñoz Brambila.

ACTUALIZÓ: M. en C. Nalleli Acosta Topete.

DURACION : 1 hrs. LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1: I.Q Ma. del Rosario Prado Salazar

REVISIÓN 2: M. en C. Nalleli Acosta Topete.


1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno comprobara si los solutos afectan el punto de ebullición de los solventes. * *

MARCO TEÓRICO: Según las leyes de la termodinámica, cuando un cuerpo cambia de estado lo hace a una temperatura

característica que depende de la naturaleza del cuerpo y de la presión. Son los llamados puntos de ebullición y de congelación; para el agua estos son 100 ºC y 0 ºC a 1 atmósfera de presión.

Puesto que la presión no es casi nunca 1 atmósfera, estos puntos no serán exactamente los previstos. Aunque se podría analizar tanto la crioscopía como la ebulloscopia, es más fácil tanto desde el punto de

vista experimental como desde el práctico (disponer de hielo), trabajar solo con el punto de ebullición. Los datos de punto de ebullición y fusión corresponden a sustancias puras. No obstante, las disoluciones

sufren una variación en estos puntos, llamados descenso crioscópico y ascenso ebulloscópico, que pueden calcularse de acuerdo con la ley:

∆t = K m donde K es la constante crioscópica o ebulloscópica, que depende solo del disolvente y m la

molalidad del soluto (moles / Kg de disolvente). Además, si la especie disuelta se disocia en la disolución, el valor de ∆t es mayor que el previsto. Una

comparación entre ambos permite estimar el grado de ionización del soluto. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Determinar el cambio en el punto de ebullición de una sustancia pura y contemplar sus posibles aplicaciones y beneficios.

MATERIAL

Agua

Sal

Termómetro digital

Tubos de ensaye de 15X100

Pipeta graduada de 10 ml

Pinzas para tubo de ensaye

Mechero bunsen con manguera

PRERREQUISITOS:


Contestar el cuestionario antes de realizar la practica

Haber leído la practica antes de su ejecución (TODA)

PROCEDIMIENTO:

1. Colocar 10 ml de agua en el tubo de ensaye y calentarlo hasta ebullir con el termómetro dentro para determinar la temperatura de ebullición.

2. Dejar enfriar.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

15

3. Agregar 2 gr de sal mezclar perfectamente y calentar hasta ebullición nuevamente.

4. Tomar la temperatura de ebullición.

5. Calcular la concentración molal de las disoluciones.

6. Compare el resultado del aumento del punto de ebullición experimental con el analítico y explique la diferencia.


1. ¿Qué propiedad coligativa se ve afectada con esta practica?

2. ¿Qué efecto tiene la sal en el punto de ebullición del agua?

3. ¿Qué pasaría si se pone más sal?

Procedimiento

Resultado




NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

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TITULO DE LA PRACTICA: Graficas de Fases PRÁCTICA No. 7


UNIDAD TEMATICA: Segunda ley de la termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 1 ELABORO: M. PA Carlos Muñoz Brambila

DURACION : 3 hrs. LUGAR: Aula REVISIÓN 1:

REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno reconocerá la importancia de las graficas de fases. * *

MARCO TEÓRICO: La presión crítica es la presión a una temperatura dada a la que dos fases pueden coexistir en equilibrio (por un periodo “largo”). Los ingenieros deben estar familiarizados con la presión de vapor sobre líquidos, presión de saturación y presión de vapor sobre sólidos (o presión de sublimación). En un diagrama PT se pueden ver claramente las curvas de presión de saturación y presión de sublimación.


Elaborar una grafica de presión con la ecuación de Antoine.

MATERIAL

Hojas milimétricas

PRERREQUISITOS:

Conducta adecuada dentro del aula.



Investigar Ecuación de Antoine

PROCEDIMIENTO:

Sustancia Rango A B C

Etanol 293 – 367 5.24677 1598.673 - 46.424

Dimetil Éter 194.93 – 248.24 4.11475 894.669 - 30.604

Ácido Acético 290.26 – 391.01 4.68206 1642.540 -39.764

Metil Formiato 294 – 304.8 0.25097 6.524 - 278.54

2 Hidroxi Benzaldehido 306 – 469.6 4.87880 2153.821 - 28.196

1,2 Dimetoxietano 225 – 366 3.83775 1260.520 - 37.322

1 Butanol 362.36 – 398.84 4.50393 1313.878 . 98.789

2 Metil 1 Propanol 353.36 – 388.77 4.43126 1236.991 - 101.528

1 Propanol 333.32 – 377.72 4.87601 1441.629 - 74.299

Alcoholo Isopropílico 329.92 – 362.41 4.86100 1357.427 - 75.814

1. Realizar los cálculos con la ecuación de Antoine.

2. Graficar los puntos obtenidos en los cálculos en la hoja milimétrica.

3. Dentro de la grafica determinar el cambio de fase de la sustancia a una presión de 760 mmHg.

4. Dentro de la grafica determinar el cambio de fase de la sustancia a una presión de 640 mmHg.

5. Comparar la temperatura obtenida con la temperatura reportada del punto de ebullición de cada sustancia.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

17


1. ¿Qué diferencias hay en las temperaturas reportadas en la literatura contra las obtenidas?

2. ¿Qué utilidad pueden tener este tipo de graficas?

3. ¿Qué pasa con aquellas sustancias en los cuales la presión no alcanza los 760 o 640 mmHg?

Procedimiento

Resultado





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

18

TITULO DE LA PRACTICA: Gas Ideal PRÁCTICA No. 8





REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Comprender la importancia de los gases ideales en el medio ambiente. * *

MARCO TEÓRICO:

Los gases ideales son gases hipotéticos, idealizados del comportamiento de los gases reales en condiciones corrientes. Así, los gases reales manifestarían un comportamiento muy parecido al ideal a altas temperaturas y bajas presiones. Debido a su estado idílico, también se les conoce como gases perfectos.

Los gases ideales se encuentran en un estado homogéneo, las partículas del gas asumen volúmenes

minúsculos, tomando la forma y el volumen del recipiente que lo contenga. Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que se suprimen las fuerzas y

colisiones intermoleculares, por tanto el gas se puede comprimir o expandir con facilidad. Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura T, la presión P y el

volumen V de los gases ideales. La ley de los gases ideales se describe de acuerdo a la siguiente fórmula:

PV = nRT Donde: P = presión del gas. V = volumen que ocupa el gas. n = moles de gas en el recipiente. T = temperatura absoluta. R = constante de los gases ideales.

Ley General de los Gases Ideales:

22

2

11

1

2

22

1

11

T

p

T

p

T

Vp

T

Vp



MATERIAL:

Papel, calculadora, tabla periódica, lápiz, borrador.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

19


¿Cómo se define un gas ideal?

¿Qué valores puede presentar la constante de los gases ideales?

¿Bajo que condiciones se considera que un gas es ideal?

PROCEDIMIENTO:

1. A que presión se encontrarán 130 kg de N2 en estado gaseoso, si ocupan un volumen de 75 litros, y está a una temperatura de 10 °C.

2. En un contenedor se encuentran a 2 KPa y 40 °F, 3.5 litros de un gas perfecto, que pesaron 6 gramos. Calcule la masa molecular del gas.

3. Determine el volumen ocupado por 15 gramos de Oxígeno a 17 °C y 750 mm Hg. 4. Calcular la densidad de un gas que se encuentra a 25 °C y 7 atm. Si su masa molecular es de 14 g/mol. 5. Calcular el número de moléculas que existen en 1 mg de benceno C6H6. 6. Para producir el alto vacío en los laboratorios se utilizan bombas de difusión de mercurio. Entre la bomba y

el recinto a evacuar se sitúa, generalmente, un condensador. Este, condensa los vapores de mercurio y evita que el mercurio de la difusora se introduzca en el sistema. La presión máxima de mercurio que debe existir en el sistema es la tensión de vapor del mismo a la temperatura del condensador. Calcular el número de moléculas por centímetro cúbico en un condensador que funciona a -120 °C. La tensión de vapor del mercurio a esta temperatura es de 1*10

-16 mm Hg.

7. Calcular la densidad del gas SH2 a 27 °C y 2 atm de presión. 8. Uno de los métodos que e emplean para estimar la temperatura del centro del sol se basa en la ley de los

gases perfectos. Suponiendo que la masa molecular media de los componentes gaseosos del sol es de 0.7 g/mol, y que la densidad y presión de la mezcla valen 90 g/cm

3 y 1.4*10

11 atm, respectivamente, estimar el

valor de la temperatura. 9. Un gas ocupa 10 m3 a 15 °C y 780 mm Hg. Calcular el volumen a – 30 °F y 500 mm Hg.


De solución a todos los ejercicios propuestos.





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

20

TITULO DE LA PRACTICA: Gases Ideales I PRÁCTICA No. 8-1



NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 1 ELABORO: M en PA Carlos Muñoz Brambila


REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Realizar cálculos de gases ideales * *

ASPECTOS TEÓRICOS:

Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Así, los gases manifestarían un comportamiento muy parecido al ideal del alto calor y también por el mal comportamiento que presentan las bajas presiones de todos los gases. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos. Los gases se encuentran en un estado casi cilíndrico, las partículas del gas no pueden adquirir volúmenes tan grandes como otros, además pueden tomar la forma de lo que quieran. Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que se suprimen las fuerzas y colisiones intermoleculares, por tanto el gas se puede comprimir o expandir con facilidad. Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases ideales. La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas ideal es:

Donde: P indica la presión del gas. V indica el volumen del gas. n es el número de mol-gramos del gas. R es la constante universal de los gases. T es la temperatura del gas en K. Esta ecuación de estado reúne las leyes anteriores, expresando la relación que existe entre las magnitudes relevantes en los gases ideales, y describe satisfactoriamente el comportamiento de los gases en condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito por esta ecuación.

Valores de R

Valores de R

8,314472 J/K · mol

0,08205746 L · atm

/K · mol

8,2057459 × 10-5

m3 · atm

/K · mol

8,314472 L · kPa

/K · mol

62,3637 L · mmHg

/K · mol

62,3637 L · Torr

/K · mol

83,14472 L · mbar

/K · mol

1,987 cal

/K · mol

1,7316 ft3 · psi

/°R · lbmol



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

21



MATERIAL:



Define los siguientes términos:

1. Gas.

2. ¿Que es un gas ideal?

3. ¿Cuándo no es un gas ideal?

4. ¿Si no es ideal que nombre recibe?

5. ¿Qué influencia tienen las variables de la formula de gases ideales sobre los gases?

6. ¿Cuáles son las unidades de la constante de gases ideales?

PROCEDIMIENTO:

1. ¿Qué volumen tendrá un cilindro que contiene 45 moles de metano a una presión de 235000 Pa y a una temperatura de -20°C?

2. ¿Qué altura tendrá un tanque que contiene 1000 kg de gas propano a una temperatura de 28°C a una presión de 3 atm, sabiendo que su radio es de 1.5 mts?

3. ¿Qué presión se requiere para almacenar 100 moles de gas a 60°C en un tanque de 10000 litros? 4. ¿Qué temperatura tendrán 30kg de gas butano que se encuentra en un cilindro de 60 litros y a una presión de

2.5 atm? a. ¿Qué ocurriría si se aumenta la temperatura 100°C más?


CONTESTA EN ESTE APARTADO LAS PREGUNTAS DE LOS PRERREQUISITOS.

Ejercicios terminados correctamente con procedimiento.




NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

22

TITULO DE LA PRACTICA: Gases Ideales II PRÁCTICA No. 8-2




ACTUALIZÓ PARA UTJ: M. en C. Nalleli Acosta Topete

DURACION : 3 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISO PARA UTJ: M en PA Carlos Muñoz Brambila


REVISION:

1 2 3 4

OBJETIVO: Determinar con cálculos de gases ideales la cantidad de gas contenido en un recipiente

* *

ASPECTOS TEÓRICOS

Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del comportamiento de los gases en

condiciones corrientes. Así, los gases manifestarían un comportamiento muy parecido al ideal del alto calor y también por el mal comportamiento que presentan las bajas presiones de todos los gases. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos.

En 1662 Robert Boyle observó la relación que existía entre la presión de un gas y su volumen, manteniendo la temperatura constante. De las observaciones que realizó, concluyó lo siguiente: “Al aumentar la presión de un sistema, su volumen disminuye”, lo que matemáticamente se expresa como:

P1V1 = P2V2 Donde: P1 = Presión inicial V1 = Volumen inicial P2 = Presión final V2 = Volumen final

P

Isotermas

V

En 1787 Charles se dedicó a observar la relación existente entre la temperatura y el volumen de un gas, manteniendo constantes la masa y la presión del mismo. De sus observaciones concluyó: “El volumen de un sistema gaseoso varía en forma directamente proporcional a su temperatura”, lo cual matemáticamente se expresa como :

V = KT Donde: K = Constante de proporcionalidad

El valor de la constante de proporcionalidad depende de: la presión a la que se trabaje, la naturaleza y

cantidad del gas y de las unidades de temperatura. En 1802, Gay-Lussac, siguió estudiando la relación encontrada por Charles, encontró que al aumentar la

temperatura de los gases en cuestión de un grado centígrado, se obtenía un incremento en el volumen de los mismos aproximadamente igual a 1/273.15 del volumen que ocupaban a 0°C. Posteriormente W. Thompson (Lord Kelvin) hace nuevas propuestas para obtener la siguiente expresión matemática:

2

2

1

1

T

V

T

V



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

23

Donde: T1 = Temperatura inicial V1 = Volumen inicial T2 = Temperatura final V2 = Volumen final

Gráficamente se observan las llamadas isobaras:

V

T

Combinado las tres leyes anteriores se obtiene la ecuación:

2

22

1

11

T

VP

T

VP

Donde: P1 = Presión inicial P2 = Presión final T1 = Temperatura inicial T2 = Temperatura final V1 = Volumen inicial V2 = Volumen final Posteriormente se genera la ecuación general del estado gaseoso o ecuación de los gases ideales, que no

es otra cosa, sino un modelo teórico que describe el sistema gaseoso atribuyéndole cierta estructura y mecanismo para explicar ciertas propiedades del mismo. Dicha ecuación es:

PV = nRT

Donde: P = Presión = atmósferas V = Volumen = litros n = número de mol = mol R = Constante de los gases ideales = 0.08206 (litro*atmósfera)/ (K mol) T = Temperatura en Kelvin

Esta ecuación de estado reúne las leyes anteriores, expresando la relación que existe entre las magnitudes

relevantes en los gases ideales, y describe satisfactoriamente el comportamiento de los gases en condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito por esta ecuación. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:


MATERIAL:

1 Frasco de botella de 2 litros de PET retornable* 1 Calibrador de neumáticos* 1 Válvulas para llanta* 1 Base de madera para colocar el dispositivo.* 1 Bomba para llantas* 1 Hoja de papel milimétrico* 1 Regla* 1 Calculadora* 1 Calibrador para llantas* 1 Dispositivo de la práctica 3* 2 Vaso de precipitados de 1000 ml

1 Probeta de 100 ml 1 Termómetro de –1 a 101°C 1 Tramo de tubo látex (30 cm)* 1 Parrilla Eléctrica 1 Pinza mohr 1 Bomba de aire manual* 3 Bolsas de plástico* Pistola para silicón. Silicón*

Agua potable

El material marcado con * se suministrará por los alumnos.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

24


PROCEDIMIENTO:

I. Armado del sistema: de acuerdo al sistema esquematizado en la figura siguiente:

Evitando las pérdidas de gas en la conexión. Además la botella que se utilice debe ser de paredes rígidas para que su volumen se mantenga constante. II. Experimento #1.

a) En el tapón de la botella hacer un orificio para introducir un termómetro. b) Con la bomba manual elevar la presión del aire en el interior de la botella c) Registrar 5 datos de presión y temperatura del sistema

III. Experimento #2. a) En la parte inferior del cuerpo de la botella hacer un orificio para introducir una manguera de látex, la cual se

conectará a un vaso de precipitados con el que se hará un sello de agua. b) Agregar a la botella la mitad de su volumen de agua. c) Con la bomba manual elevar la presión del aire en el interior de la botella. d) Obtener el cambio de volumen del aire en la botella. e) Registrar 5 datos de presión y volumen del sistema.

IV. Experimento #3. a) Conectar la botella a un vaso de precipitados con el que se hará un sello de agua. b) Agregar a la botella la mitad de su volumen de agua c) Con bolsas de agua caliente cambiar la temperatura del aire en la botella d) Obtener el cambio de volumen del aire en la botella. e) Registrar 5 datos de temperatura y volumen del sistema.

V. Contesta el cuestionario.


1. Elaborar una gráfica de temperatura (x) contra presión (y) del experimento 1.

2. Elaborar una gráfica de volumen (x) contra presión (y) del experimento 2.

3. Elaborar una gráfica de temperatura (x) contra volumen (y) del experimento 3.



PI

Entrada de aire a

presión

Botella de Refresco de

2 litros

Base para

dispositivo

Válvula de

llanta



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

25

4. Elaborar una tabla de presión, volumen y temperatura de los quince datos registrados en la práctica y en cada caso calcular el número de mol de acuerdo a la ley de los gases ideales.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

26

TITULO DE LA PRACTICA: Trabajo PRÁCTICA No. 9





REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Aplicar el concepto de trabajo en diferentes transformaciones termodinámicas. * *

MARCO TEÓRICO:

Trabajo termodinámico. Una manera de transferir energía desde un sistema que está a más temperatura, a otro, que tiene menos, es por medio de calor. Pero existe otra forma, y es mediante un trabajo. La forma habitual de realizar un trabajo sobre un sistema termodinámico es mediante un cambio de volumen.

La fuerza que el gas ejerce sobre una superficie, determina una presión, que al provocar desplazamiento,

origina un cambio de volumen, es decir:

Cuando se comprime el sistema, recibe en forma de trabajo una energía transmitida por el entorno, incrementando, por tanto, su propia energía por lo que diremos que, Wcompresión > 0. Dado que hay contracción de volumen (ΔV=Vf - Vi), entonces ΔV < 0.

Cuando el sistema se expande, transmite una parte de su energía al entorno en forma de trabajo, disminuyendo así su energía, por lo que consideraremos que, Wcompresión < 0, dado que ΔV > 0.



12

12vp

12v

12v

12p

12p

VVpW

TTCCmW

UQW

TTnCU

TTmCU

TTnCQ

TTmCQ

:)(ISOBÁRICAconstante presión a ciónTransforma

1

2

1

2

1

211

P

PRTWQ

V

VRTWQ

V

VVP302WQ

WQ

0U

ln

ln

log.

:a)(isotérmicconstante atemperatur a ciónTransforma

12v

12v

TTncQU

TTmcQU

0W

QU

:)(ISOCÓRICAconstante Volumen a ciónTransforma



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

27

MATERIAL:



Definir los siguientes conceptos:

Proceso Isotérmico.

Proceso Isobárico.

Proceso Isocórico.

Trabajo.

PROCEDIMIENTO:

1. Para un gas ideal se cumple que PV/T es constante, no importando los cambios que sufra. Un mol de un gas ideal ocupa un volulmen de 0.02271 m

3, a 0 °C y 1 bar. Sus capacidades caloríficas son:

R2

7CyR

2

5C vp . Las condiciones iniciales del gas son 1 bar y 25 °C; luego se comprime hasta llegar a 5

bar y 25 °C. Calcular el calor y el trabajo requeridos para cada una de las siguientes trayectorias:

a. Enfriamiento a presión constante. b. Calentamiento a volumen constante.

2. Un gas ideal realiza la siguiente secuencia de procesos mecánicamente reversibles:

a. Desde un estado inicial de 70 °C y 1 bar, se comprime isobáricamente hasta alcanzar 150 °C. b. Se enfría de 150 °C hasta 70 °C en un proceso Isocórico. c. Se expande isotérmicamente hasta llegar al estado inicial.

Siendo RCyRC vp7

5

7

3, calcular el trabajo realizado para cada etapa del proceso.

3. Determine el volumen ocupado por 25 gramos de Oxígeno al ser calentado y aumentar su temperatura en 50 K, a una presión constante de 15 N/m

2, siendo Cp = 0.360 J/g-K y Cv = 0.295 J/g-K, y el volumen inicial del

oxígeno de 1.8 m3.

4. Calcular la densidad de un gas que al expandirse en un proceso isobárico, cambia su volumen de 4 m3 hasta 15

m3, Si su masa molecular es de 38 g/mol, y disminuye su temperatura en 8 K. Utilice las constantes caloríficas

del problema anterior. La presión a la que se lleva a cabo el proceso es de 1800 N/m2.

5. Calcular el trabajo que se efectuará al comprimirse 25 moles de un gas ideal en un proceso isotérmico, en el que se aumenta la presión desde 1 a 15 atmósferas a 60 °C.

6. INTERPRETE LA RESPUESTA EN CADA PROBLEMA.


AÑADIR A LA PRÁCTICA 5 EJERCICIOS DE LOS QUE SE REALIZAN EN CLASE.





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

28

TITULO DE LA PRACTICA: Trabajo I PRÁCTICA No. 9-1


UNIDAD TEMATICA: Primera Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007



REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Resolver problemas relacionados con el trabajo termodinámico * *

Trabajo y energía en Termodinámica Trabajo de frontera El trabajo de frontera es aquel que se realiza en un sistema de volumen variable. En un diagrama P-V es el área bajo la curva del comportamiento del sistema. La formulación matemática es:

En caso de que el sistema esté a presión constante durante el proceso, el trabajo de frontera queda de la forma:

El principio de conservación de la energía relaciona el trabajo realizado en un gas con la energía interna del sistema y el calor transferido de la siguiente forma:

Unidades de trabajo Sistema Internacional de Unidades

Kilojoules = 1000 joules Joule, unidad básica de trabajo en el SI

Sistema inglés Termia inglesa (th) = 100000 BTU BTU, unidad básica de trabajo este sistema

Sistema técnico de unidades

Termia internacional (también th), 1000000 cal Kilocaloría (kcal) = 1000 cal Caloría internacional (cal), unidad básica de este sistema Frigoría, contraparte de la caloría, equivale a -1 caloría. Kilopondímetro (kpm) Caballos de vapor hora

Sistema cegesimal



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

29

Ergio, 10

-7 julios

Sistema técnico inglés

pie-libra fuerza (ft·lbf)

Otras unidades

Caloría termoquímica (calTQ) Termia EEC. Litro-atmósfera (l·atm)


Resolver los ejercicios indicados en la práctica. MATERIAL:



PROCEDIMIENTO:

1. ¿Qué trabajo se podrá realizar mediante el calor producido por la combustión completa de 1000 kg de carbón que producen 9000 kcal, suponiendo que ha sido aprovechado totalmente?

2. ¿Qué cantidad de calor será necesaria para producir un trabajo ideal de 0,25 kW*h?

3. Una estufa produce 1800 kcal/h, si el kWh cuesta $ 2,5, se desea saber cuál es el gasto que produce.

4. Si un kg de carbón produce 9000 cal, ¿qué cantidad de ese combustible será necesaria para realizar un

trabajo de 15 kW*h, suponiendo que el aprovechamiento es del 20 %?

5. Un motor de automóvil consume 25 dm³ de nafta por hora y posee una potencia de 90 CV. Si el poder calorífico del combustible es de 9200 kcal/dm ³, ¿cuál será el porcentaje de la energía aprovechada?

6. ¿Qué cantidad de calor será necesario para realizar un trabajo de 8 kW*h?

7. Calcular qué trabajo en kW*h se podrá realizar mediante una cantidad de calor de 3*10

5 cal.

8. Una estufa produce 2000 kcal/h, si el kW*h cuesta $6,5, se desea saber cuál es el gasto que produce.


1. ¿Qué es kW*h? 2. ¿Cuál es el equivalente mecánico del calor y cuál es su

valor? 3. ¿Cuál es el equivalente calórico de un Joule?





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

30

TITULO DE LA PRACTICA: Trabajo Adiabático PRÁCTICA No. 10





REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Aplicar el concepto de trabajo en las transformaciones adiabáticas. * *

MARCO TEÓRICO:

Trabajo Adiabático: ocurre cuando se realiza trabajo mecánico sobre un sistema que está envuelto en paredes adiabáticas, es decir, sin que pueda emitir o adsorber calor durante el proceso.

Características: Es el proceso de un sistema rodeado por una pared adiabática. El trabajo suministrado puede ser potencial o disipativo. El carácter adiabático determina el proceso. El trabajo se mide externamente.



v

p

122

111

2211

1

1

2

1

2

1

2

1

1

2

12v

12v

2211

1

21

1

211

C

C

VTVT

VPVP

P

P

T

T

V

V

T

T

TTncU

TTmcU

1

VPVPW

P

P1

1

RTW

P

P1

1

VPW

UW

WU

0WU

0Q

1

1

:Adiabática ciónTransforma



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

31

MATERIAL:



Definir los siguientes conceptos:

Proceso Adiabático.

Trabajo Adiabático.

Características del trabajo adiabático.

PROCEDIMIENTO:

1. Para un gas ideal se cumple que PV/T es constante, no importando los cambios que sufra. Un mol de un gas ideal ocupa un volulmen de 0.02271 m

3, a 0 °C y 1 bar. Sus capacidades caloríficas son:

R2

7CyR

2

5C vp . Las condiciones iniciales del gas son 1 bar y 25 °C; luego se comprime hasta llegar a 5

bar y 25 °C. Calcular el trabajo requeridos para cada una de las siguientes trayectorias:

a. Enfriamiento adiabático. b. Calentamiento adiabático.

2. Un gas ideal realiza la siguiente secuencia de procesos mecánicamente reversibles:

a. Desde un estado inicial de 70 °C y 1 bar, se comprime adiabáticamente hasta alcanzar 150 °C. b. Se enfría de 150 °C hasta 70 °C en un proceso Isocórico. c. Se expande adiabáticamente hasta llegar al estado inicial.

Siendo R2

5CyR

2

3C vp , calcular el trabajo realizado para cada etapa del proceso.

3. Determine el volumen ocupado por 25 gramos de Oxígeno al ser calentado y aumentar su temperatura desde

25 °C hasta 70 °C, adiabáticamente a una presión de 15 N/m2, siendo R

2

5CyR

2

3C vp , y el volumen

inicial del oxígeno de 18 cm3.

4. Calcular la densidad de un gas que al expandirse adiabáticamente, cambia su volumen de 4 m3 hasta 15 m

3, Si

su masa molecular es de 38 g/mol, y disminuye su temperatura en 18 K. Utilice las constantes caloríficas del problema anterior. La presión a la que se lleva a cabo el proceso es de 8 N/m

2.

5. Calcular el trabajo que se efectuará al comprimirse 15 moles de un gas ideal en un proceso adiabático, en el

que se aumenta la presión desde 1 a 5 atmósferas a 60 °C, R5

3CyR

5

7C vp .

6. INTERPRETE LA RESPUESTA EN CADA PROBLEMA.


¿Qué ventajas tienen los procesos adiabáticos?





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

32

TITULO DE LA PRACTICA: Ley Cero de la termodinámica PRÁCTICA No. 11


UNIDAD TEMATICA: Sustancias puras y ley cero de la termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 4 ELABORO: M. PA Carlos Muñoz Brambila

DURACION : 1 hrs. LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1:

REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno conocerá la ley cero de la termodinámica y aplicaciones. * *

MARCO TEÓRICO: Definición termodinámica del equilibrio térmico

Para poder dar una definición más precisa del concepto de equilibrio térmico desde un punto de vista termodinámico es necesario definir de forma más precisa algunos conceptos. Dos sistemas (entiéndase por sistema a una parte del universo físico) que están en contacto mecánico directo o separados mediante una superficie que permite la transferencia de calor (también llamada superficie diatérmica), se dice que están en contacto térmico. Consideremos entonces dos sistemas en contacto térmico, dispuestos de tal forma que no puedan mezclarse o reaccionar

químicamente. Consideremos además que estos sistemas están colocados en el interior de un recinto donde no es posible que intercambien calor con el exterior ni existan acciones desde el exterior capaces de ejercer trabajo sobre ellos. La experiencia indica que al cabo de un tiempo estos sistemas alcanzan un estado de equilibrio termodinámico que se denominará estado de equilibrio térmico recíproco o simplemente de equilibrio térmico. El concepto de equilibrio térmico puede extenderse para hablar de un sistema o cuerpo en equilibrio térmico. Cuando dos porciones cualesquiera de un sistema se encuentran en equilibrio térmico se dice que el sistema mismo está en equilibrio térmico o que es térmicamente homogéneo. Experimentalmente se encuentra que, en un sistema en equilibrio térmico, la temperatura en cualquier punto del cuerpo es la misma. La Termodinámica proporciona una descripción macroscópica de los sistemas que estudia, sin hacer hipótesis acerca de la estructura microscópica de esos sistemas. Sin embargo, existen otras disciplinas, como la Mecánica Estadística, que estudian los mismos fenómenos que la Termodinámica, pero desde un enfoque microscópico. En particular, el concepto de equilibrio térmico está ligado al concepto de temperatura al decir que dos sistemas en equilibrio térmico tienen la misma temperatura. Desde un punto de vista microscópico, la temperatura esta asociada a la energía cinética promedio que tienen las partículas que constituyen el sistema, a saber, átomos, moléculas y/o la estructura electrónica de la sustancia que constituye el sistema. Macroscópicamente, esta energía cinética promedio de las partículas de un sistema es lo que en la Termodinámica se llama energía interna, que es una energía que depende casi exclusivamente de la temperatura del sistema. A mayor energía cinética promedio de las partículas que constituyen un sistema, mayor energía interna y, en general, mayor temperatura del sistema. La situación de dos sistemas en contacto térmico se interpreta microscópicamente como que las partículas de la superficie de interfase de ambos sistemas son capaces de interactuar entre sí. Básicamente se puede ver que, microscópicamente, las partículas del sistema de mayor temperatura (que tienen mayor energía cinética) van a transferir parte de su energía a las partículas del otro sistema. Se encuentra que esta interacción entre los dos sistemas da lugar a que las partículas de los dos sistemas alcancen la misma energía cinética promedio y, por lo tanto, la misma temperatura. Es decir, desde un punto de vista microscópico, se entiende como equilibrio térmico entre dos sistemas que las partículas de los dos sistemas tengan la misma

energía cinética promedio. Desde un punto de vista macroscópico, se dice que los sistemas un estado de equilibrio, bajo las condiciones indicadas en la sección definición termodinámica del equilibrio térmico. En cambio, desde un punto de vista microscópico, el estado de equilibrio se refiere al promedio, ya que los dos sistemas continúan intercambiando energía incluso una vez alcanzado el equilibrio térmico. Sin embargo, la energía cinética individual de una partícula no es estacionaria, sino que es el promedio de la distribución de energías de todas las partículas del sistema lo que no cambia en el tiempo. De igual manera que para el caso macroscópico, se puede extender el concepto de equilibrio térmico a un único sistema donde, en esa situación de equilibrio, las partículas de dos partes cualesquiera del sistema tienen la misma energía cinética promedio. Ley Cero de la Termodinámica Principio Cero de la Termodinámica



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

33

El concepto de equilibrio térmico es la base de la llamada Ley Cero de la Termodinámica. Esta ley proposición fue enunciada

por R. H. Fowler en 1931. La ley cero de la termodinámica se enuncia diciendo: La experiencia indica que si dos sistemas A y B se encuentran, cada uno por separado, en equilibrio térmico con un tercer sistema, que llamaremos C, entonces A y B se encuentran en equilibrio térmico entre sí. Aplicación del concepto de equilibrio térmico: Termometría

Termómetro: dispositivo capaz de medir su propia temperatura. Su aplicación está basada en el concepto de equilibrio térmico.

Para saber la temperatura de una sustancia o cuerpo, se utiliza un dispositivo que permite determinar su propia temperatura. Tal dispositivo se denomina termómetro. Para determinar la temperatura de un cuerpo, se pone un termómetro en contacto térmico con él hasta que ambos alcanzan el equilibrio térmico. Sabemos que en el equilibrio térmico tanto el cuerpo como el termómetro se encuentra a la misma temperatura. Por tanto, la temperatura que indique el termómetro será también la temperatura del cuerpo en cuestión. Se recalca que, lo que un termómetro indica es su propia temperatura, por esto es importante conocer el concepto de equilibrio térmico.


Demostrar y comprobar lo que enuncia la ley cero.

MATERIAL

3 Recipientes de acero inoxidable con tapa de diferentes tamaños Placa de calentamiento 3 Termómetros digitales Hielo

PRERREQUISITOS:

Conducta adecuada dentro del laboratorio y buen manejo de los equipos y materiales de laboratorio químico. Contestar el cuestionario antes de realizar la practica Haber leído la practica antes de su ejecución (TODA)

PROCEDIMIENTO:

1. En el recipiente más grande colocar agua hirviendo. 2. En el mas pequeño colocar agua a 60°C 3. En el recipiente medio poner agua entre 2 y 5 °C 4. Tapar los recipientes y colocar el termómetro en cada uno de ellos. 5. Poner el recipiente más pequeño dentro del recipiente mediano y a su vez este dentro del recipiente más grande. 6. Observar como se comporta el flujo de energía.

NOTA: procurar aislar los recipientes del medio ambiente para reducir las pérdidas de energía.


1. ¿Cómo fue el flujo de energía? 2. ¿Se cumplió la ley cero la ley cero? 3. ¿Por qué? 4. ¿Qué tan posible es de que ocurra al contrario? 5. Explica con un dibujo lo ocurrido

Procedimiento

Resultado Resolución del cuestionario antes de realizar la

practica




NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

34

TITULO DE LA PRACTICA: Ley Cero de la termodinámica PRÁCTICA No. 11-1


UNIDAD TEMATICA: Sustancias puras y ley cero de la termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: MAYO 2008

NUMERO DE PARTICIPANTES RECOMENDABLE: 4 ELABORO:

ACTUALIZÓ PARA UTJ:

I.Q. Lourdes M. Peña Cheng


DURACION : 2 hrs. LUGAR: LABORATORIO REVISO: M en PA Carlos Muñoz Brambila


1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno conocerá la ley cero de la termodinámica y aplicaciones. *

MARCO TEÓRICO:

Desde la infancia sabemos que las palabras frío, caliente y tibio, que describen nuestras sensaciones significan diferentes valores de temperatura. Probablemente desde muy pequeños sabemos que algo anda mal en la salud cuando la temperatura esta por encima de los 37 ºC. Esto lo hemos sabido toda la vida. Ya que la temperatura nos es tan familiar, generalmente desconocemos las propiedades especiales que la distinguen de otras propiedades tales como la longitud, masa o volumen. La diferencia es crucial. Si tomamos diez barras, cada una de 1 m de longitud y las colocamos una a continuación de la otra obtenemos una barra de longitud total 10 m. Similarmente, si tomamos diez cuerpos cada uno con una masa de 1 kg y los agrupamos obtenemos un cuerpo de masa 10 kg. Pero si combinamos diez cuerpos cada uno a la temperatura de 20 ºC, terminamos con un cuerpo cuya temperatura es de 20 ºC y no de 200 ºC debido a que la temperatura de los cuerpos no se suman cuando los ponemos juntos a igual que las longitudes, las masas, volúmenes, etc.

El punto importante acerca de la temperatura es que esta no es una cantidad aditiva, y esta propiedad particular afecta

la manera como se mide. Para medir la longitud de un cuerpo tenemos que compararlo con otro que consideramos como unidad de longitud patrón; para determinar la masa de algún cuerpo tenemos que compararla con una masa patrón. Lo anterior sucede porque la longitud y la masa de un cuerpo son iguales a las sumas de las longitudes y masas de sus partes. La temperatura es una propiedad que no puede medirse de esta manera. ¿Cómo se mide la temperatura?

Los primeros termómetros rudimentarios y aún termoscopios condujeron al descubrimiento de una de las más

importantes leyes de la física, la ley del equilibrio térmico. A ningún científico se le atribuye esta ley pues es una ley que resulta ser muy evidente. La ley afirma que cualquier sistema de cuerpos aislado eventualmente alcanza un estado en el cual todos los cuerpos del sistema tienen la misma temperatura. Este estado se denomina estado de equilibrio térmico

Obviamente, la ley del equilibrio térmico no pudo descubrirse sino hasta después de la invención del termómetro. Por

otra parte, la medición de la temperatura mediante un termómetro se basa en esta ley. Después de todo un termómetro es un cuerpo a alguna temperatura que indica su propia temperatura. Así, para determinar la temperatura de un cuerpo con un termómetro, el cuerpo debe estar en equilibrio térmico con el termómetro: sus temperaturas deben ser las mismas. Esta es la razón por la cual se debe esperar un tiempo antes de hacer la lectura de la temperatura, en realidad lo que uno espera es a que se establezca el equilibrio térmico.


Demostrar y comprobar lo que enuncia la ley cero.

MATERIAL

2 Vaso de precipitados de 100 ml 1 Matraz aforado de 500 ml 5 Bolsas de plástico pequeñas sin perforaciones.* 1 Termómetro 1 Parrilla eléctrica 1 Termo de 500 ml mínimo.* Hielo* 5 Tiras de 1 * 15 cm. de papel milimétrico* Cinta adhesiva transparente (diurex)* 1 Guante aislante de temperatura* El material marcado con * se suministrará por los alumnos.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

35

PRERREQUISITOS:

HABER LEÍDO LA PRACTICA ANTES DE SU EJECUCIÓN (TODA) PROCEDIMIENTO:

7. Medir 40 ml de agua con la probeta. 8. Colocar el agua en el matraz aforado. 9. Armar el dispositivo siguiente:

10. Colocar en el termo, hielo picado. 11. Introducir en el termo un termómetro graduado (°C) y registrar la temperatura que marca el termómetro en °C. 12. Con el hielo picado llenar una bolsa de plástico y colocarla sobre el “bulbo” de su termómetro, marcar la máxima altura

que alcanzó la columna de líquido. (A esta temperatura se le considera el primer punto de su escala (°E). 13. En un vaso de precipitados colocar 200ml. de agua destilada y calentar a su punto de ebullición. 14. Con el agua caliente llenar una bolsa de plástico y colocarla sobre el “bulbo” de su termómetro, marcar la mínima altura

que alcanzó la columna de líquido. (A esta temperatura se le considera el último punto de su escala (°E). 15. Preparar 8 diferentes mezclas de agua fría con agua caliente en su punto de ebullición dentro del termo. Hacer esto en

base al % en volumen. 16. Determinar las temperaturas en el equilibrio (°E y °C) para cada caso. 17. Determinar la temperatura que marcará su termómetro °E, si se mezclan 60 g. de hielo con 40 g. de agua destilada en

su punto de ebullición y a que temperatura equivale en °C experimental y calculada.

18. Haga una gráfica de temperatura en °E contra % en volumen de agua caliente. 19. Explique el significado del comportamiento de esta gráfica. 20. ¿Cuáles son los puntos mínimo y máximo de su escala (°E)? 21. Complete la siguiente tabla:

N° de mezcla T(°E) experimental T(°C) experimental T(°C) calculada



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

36


5. ¿Se cumplió la ley cero la ley cero? 6. ¿Por qué?

Procedimiento

Resultado Resolución del cuestionario antes de realizar la

practica



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

37

TITULO DE LA PRACTICA: Primera Ley de la Termodinámica PRÁCTICA No. 12


UNIDAD TEMATICA: Primera Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: MAYO 2008



DURACION : 3 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISO PARA UTJ: M. en PA. Carlos Muñoz Brambila


REVISION:

1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno aplicará la primera ley de la termodinámica para el cálculo del funcionamiento de una fuente de Herón.

*

Marco Teórico:

La Primera Ley de la Termodinámica, expresa el sentido de la conservación de la energía de acuerdo a lo

siguiente: “la cantidad total de energía es constante aunque adopte diferentes presentaciones; cuando desaparece una forma de energía surge simultáneamente con otra apariencia”, esto es:


Aplicar la primera ley de la termodinámica para el cálculo del funcionamiento de una fuente de Herón.

MATERIAL:

3 Botellas de refresco de 2 litros no retornables* 3 m de Manguera transparente de 0.7 cm de diámetro* Barras de silicón* 1 Pistola de silicón* 1 Flexometro* 1 Cronómetro 1 Probeta de 100 ml Agua potable Colorante* El material marcado con * se suministrará por los alumnos.


PROCEDIMIENTO:

I. FABRICACIÓN DE LA FUENTE DE ENERGÍA: a. Arma el siguiente sistema. Las longitudes de las mangueras de conexión son: a: 120 cm, b: 80 cm y c: 60

cm. b. Verificar que el sistema no presente fugas, probándolo con agua.

....sistema del

interna energía

salrededore los de

interna energía

0salrededore los de

interna energía

sistema del

interna energía

pEcEU

WQ



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

38

II. FUNCIONAMIENTO.

a. El envase B debe llenarse de agua y agregar colorante. b. El envase C debe contener al menos el agua suficiente para cubrir el orificio inferior. c. En el envase A se agrega agua. d. El agua pasa por la manguera desde el envase A hasta el envase C. e. Al aumentar la cantidad de líquido en C, el aire empujado por el agua, pasa al envase B presiona el agua y

está vuelve al envase A por la manguera c.

III. COMPLETA LA SIGUIENTE TABLA:

Corrida Masa (Kg)

Δz (m)

Distancia (m)

Tiempo (s)

ΔEp (J)

ΔEc (J)

W (J)

1

2

3

a

b

c a

Detalle

B

C

b

A



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

39

a. Cálculo de la energía potencial:

c

pg

zmgE

Donde:

b. Para el cálculo de la energía cinética:

c

kg

vvmE

2

)( 2

1

2

2

Donde: v = velocidad en m/s (volumen de agua desplazado y el tiempo en el que se desplazo el mismo)

c. Determinar el trabajo utilizando la siguiente ecuación:

ΔEk + ΔEp + ΔU = Q – W Para este caso:

Considere ΔU = 0

Considere Q = 0


Realice todos los cálculos y exponga sus conclusiones.

Cálculos y tabla completos.




NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

40

TITULO DE LA PRACTICA: Capacidad Calorífica PRÁCTICA No. 13


UNIDAD TEMATICA: Primera Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007



REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: Comparar la capacidad calorífica del vidrio, aluminio y poliestireno. * *

MARCO TEÓRICO:

Los materiales emiten o absorben energía. Si la energía se absorbe o desprende en forma de calor, se producen cambios en la temperatura del material. La cantidad de energía que se requiere para elevar la temperatura de una mol de cualquier material 1 °C recibe el nombre de capacidad calorífica molar y se expresa en J/K o cal/°C. Cuando se trata de gases, la capacidad calorífica C no es la misma, puede tomar valores distintos si el calentamiento (o enfriamiento) se lleva a cabo manteniendo el volumen constante o si se mantiene la presión constante. En el caso particular del agua, la capacidad calorífica tiene los siguientes valores:

Agua sólida a 0°C Agua líquida entre 0° y 100°C Agua vapor a 100°C

43.63 J/K 75.24 J/K 33.71 J/K


Comparar la capacidad calorífica de diferentes sustancias.

MATERIAL:

Vaso de precipitados de 500 ml Vaso de precipitados de 150 ml Probeta de 100ml Mechero Tripié y tela de asbesto Soporte y pinzas para bureta Lata de aluminio Vaso de unicel de 150 ml Tapa de unicel con perforación para el termómetro Marcador


PROCEDIMIENTO:

1. Mide con la probeta 100 ml de agua y viértelos en la lata de aluminio, marca el nivel del agua con plumón. Vacíala y sécala.

2. El descenso de la temperatura de congelación. Si se supone que cuando se congela una solución el sólido que se separa de ésta solo corresponde al disolvente

3. Mide 100 ml de agua y viértalos en el vaso de precipitados de 150 ml y marca el nivel del agua con plumón Vacíala y sécala.

4. En el vaso de 500 ml vierte agua y caliéntala hasta hervir.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

41

5. Llena la lata hasta la marca con el agua caliente. 6. Fija el termómetro como se indica en la figura, mide la temperatura del agua cada 30 segundos durante 5

minutos y anota las lecturas. 7. Repite la operación con el vaso de unicel y luego con el vaso de vidrio de 150 ml. 8. Haz una gráfica de temperatura contra tiempo.


1. ¿Qué es la capacidad calorífica explícalo con tus palabras?

2. ¿Hay diferencias en la capacidad calorífica de las distintas sustancias?

3. Representa gráficamente lo ocurrido





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

42

TITULO DE LA PRACTICA: Leyes Termodinámicas PRÁCTICA No. 14


UNIDAD TEMATICA: Primera y Segunda Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007


DURACION : 6 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1: I.Q. María del Rosario Prado.

REVISIÓN 2: M. en C. Nalleli Acosta Topete


1 2 3 4

OBJETIVO: Recrear un proceso en el que se apliquen las leyes termodinámicas * *

MARCO TEÓRICO:

Primera ley de la termodinámica

Si un sistema sólo sufre un cambio infinitesimal en su estado, se absorbe nada más una cantidad infinitesimal de calor y se hace solo una cantidad infinitesimal de trabajo, de tal manera que el cambio de energía interna también es infinitesimal. Aunque y no son diferencias verdaderas, podemos escribir la primera ley diferencial en la forma.

Por lo anterior, se puede expresar la primera ley diciendo:

Todo sistema termodinámico en un estado de equilibrio, tiene una variable de estado llamada energía interna cuyo cambio en un proceso diferencial está dado por la ecuación antes escrita.

La primera ley de la termodinámica se aplica a todo proceso de la naturaleza que parte de un estado de

equilibrio y termina en otro. Decimos que si un sistema esta en estado de equilibrio cuando podemos describirlo por medio de un grupo apropiado de parámetros constantes del sistema como presión, el volumen, temperatura, campo magnético y otros la primera ley sigue verificándose si los estados por los que pasa el sistema de un estado inicial (equilibrio), a su estado final (equilibrio), no son ellos mismos estados de equilibrio. Por ejemplo podemos aplicar la ley de la termodinámica a la explosión de un cohete en un tambor de acero cerrado.

Hay algunas preguntas importantes que no puede decir la primera ley. Por ejemplo, aunque nos dice que la

energía se conserva en todos los procesos, no nos dice si un proceso en particular puede ocurrir realmente. Esta información nos la da una generalización enteramente diferente, llamada segunda ley de la termodinámica, y gran parte de los temas de la termodinámica dependen de la segunda ley.

Segunda ley de la termodinámica.

La segunda ley de la termodinámica, que es una generalización de la experiencia, es una exposición cuyos

artificios de aplicación no existen. Se tienen muchos enunciados de la segunda ley, cada uno de los cuales hacen destacar un aspecto de ella, pero se puede demostrar que son equivalentes entre sí. Clausius la enuncio como sigue:

No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que esté a temperatura más

alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).

Kelvin (con Planck) enuncio la segunda ley con palabras equivalentes a las siguientes:

Es completamente imposible realizar una transformación cuyo único resultado final sea el de cambiar en trabajo el calor extraído de una fuente que se encuentre a la misma temperatura.

Para demostrar que los dos enunciados son equivalentes, necesitamos demostrar que si cualquiera de los

enunciados es falso, el otro también debe serlo. Supóngase que es falso el enunciado de Clausius, de tal manera que se pudieran tener un refrigerador que opere sin que se consuma el trabajo. Podemos usar una máquina



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

43

ordinaria para extraer calor de un cuerpo caliente, con el objeto de hacer trabajo y devolver parte del calor a un cuerpo frío.

La segunda ley nos dice que muchos procesos son irreversibles. Por ejemplo, el enunciado de Clausius

específicamente elimina una inversión simple del proceso de transmisión de calor de un cuerpo caliente, a un cuerpo frío. Algunos procesos, no sólo no pueden regresarse por sí mismos, sino que tampoco ninguna combinación de procesos puede anular el efecto de un proceso irreversible, sin provocar otro cambio correspondiente en otra parte.

Tercera ley de la termodinámica.

En el análisis de muchas reacciones químicas es necesario fijar un estado de referencia para la entropía.

Este siempre puede escogerse algún nivel arbitrario de referencia cuando solo se involucra un componente; para las tablas de vapor convencionales se ha escogido 320F. Sobre la base de las observaciones hechas por Nernst y por otros, Planck estableció la tercera ley de la termodinámica en 1912, así: la entropía de todos los sólidos cristalinos perfectos es cero a la temperatura de cero absoluto.

Un cristal “perfecto” es aquel que esta en equilibrio termodinámico. En consecuencia, comúnmente se

establece la tercera ley en forma más general, como: la entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero.

La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el cálculo de las entropías absolutas

de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las ecuaciones apropiadas para determinar la dirección de las reacciones químicas. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Identificar l aplicación de las leyes termodinámicas al construir una maquina. MATERIAL:

Olla de presión (GENERADOR DE VAPOR) 1.5 mts de manguera para gas Abrazadera para sujetar manguera Varilla metálica de 15 cm (EJE) 2 círculos de madera de 10 cm de diámetro (RUECA) 2 rectángulos de madera de 20 cm de altura X 10 cm de ancho (SOPORTES) 1 rectángulo de madera de 25 X 25 cm (SOPORTE BASE) 8 rectángulos de madera de 10 X 8 cm (ASPAS) Pegamento resistente para madera Clavos Martillo Sierra o cutter Aceite para lubricar Taladro con broca para perforar Guantes de asbesto Agua


PROCEDIMIENTO:

1. Armar una rueca de acuerdo a las imágenes mostradas abajo. 2. Colocar la manguera sujeta con la abrazadera en la salida de vapor de la tapa de la olla de presión. 3. Agregar agua a la olla y comenzar a calentar. 4. Cerrar la olla y doblar el extremo de la manguera para permitir que se genere vapor y aumente la presión.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

44

5. Una vez alcanzada una buena cantidad de vapor, se desdobla la manguera y se dirige el vapor hacia las aspas de la rueca, con cuidado utilizando guantes de asbesto ya que la manguera se puede calentar mucho y al liberar el vapor podría quemar la piel.

ASPAS

SOPORTE

EJE

SOPORTE

RUECA

VISTA FRONTAL



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

45


1. ¿Cuántas leyes termodinámicas hay? 2. ¿Qué utilidad tienen las leyes termodinámicas? 3. ¿Qué observaste durante la práctica? 4. ¿Qué aplicación le darías a esta máquina?

Ejercicios terminados correctamente con procedimiento. Cuestionario contestado.

ASPAS

RUECA

ORIFICIO PARA EJE

VISTA LATERAL



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

46

TITULO DE LA PRACTICA: Segunda Ley de la Termodinámica PRÁCTICA No. 15


UNIDAD TEMATICA: Segunda Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: MAYO 2008



DURACION : 3 Horas LUGAR: LABORATORIO REVISO PARA UTJ: M. en PA Carlos Muñoz Brambila


1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno comprobará la segunda ley de la termodinámica. *

MARCO TEÓRICO:

Los procesos termodinámicos reales, tienen ciertas restricciones que describe La Segunda Ley de la Termodinámica en los siguientes dos enunciados:

1. Ningún aparato puede operar en forma tal que su único efecto (en el sistema y los alrededores), sea la

conversión completa del calor absorbido por el sistema en trabajo.

2. Ningún proceso puede consistir únicamente en la transferencia de calor de un nivel de temperatura a otro superior.

De acuerdo con esto, un proceso no puede dejar sin cambio ni al sistema ni a los alrededores. Al mismo

tiempo que suponiendo la expansión de un gas, este no aumenta su volumen indefinidamente, sino que está limitado por los alrededores, por lo tanto la expansión cesa.

Por lo tanto: Es imposible, mediante un proceso cíclico convertir completamente el calor absorbido por el

sistema en trabajo. Sin embargo es importante señalar que la segunda ley no prohíbe la producción de trabajo a partir del

calor, pero limita la fracción de calor que puede convertirse en trabajo en un proceso cíclico. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Elaborar un barco de vapor que ilustre la Segunda Ley de la Termodinámica.

MATERIAL:

Un tubo de metal liviano, cerrado en un extremo (como aquellos en que vienen los puros o cigarros)*

Dos trozos de alambre grueso (como el de los ganchos para ropa), de 45 cm de largo*

Un corcho que se ajuste al extremo abierto del tubo *

Dos velas pequeñas *

Un trozo de madera de balsa (10 por 20 cm. aprox., de 1.5 cm. de espesor) *

Cinta adhesiva o pegamento en barra *

Un martillo y clavos *

Cerillos*

Una TINA GRANDE para todo el grupo.

Parrilla

Vaso de precipitados de 250 ml

El material marcado con * será suministrado por los alumnos.

PRERREQUISITOS: LEER CUIDADOSAMENTE TODA LA PRÁCTICA. REVISA Y REALIZA LOS PASOS QUE TIENES QUE TERMINAR ANTES DE ENTRAR AL LABORATORIO.



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

47

REVISA TAMBIÉN CUALES SON LOS CRITERIOS DE EVALUACIÓN.

PROCEDIMIENTO:

PARTE 1. ANTES DE ENTRAR AL LABORATORIO: 1. Hacer un agujero en el corcho que lo atraviese por completo con un clavo delgado. 2. Posteriormente tapar con el corcho el extremo abierto del tubo. El corcho debe quedar muy ajustado, y un poco

sobresaliente. 3. Amarrar los trozos de alambre alrededor de cada extremo del tubo. 4. Enrollar el alambre, de modo que el tubo no se deslice. 5. Cortar el trozo de madera en forma de bote, formando un triángulo en uno de sus extremos. PARTE 2. EN EL LABORATORIO: 6. Con cuidado, clavar un clavo en cada extremo de la tabla, hasta que las cabezas toquen la superficie (esto dará

estabilidad al bote). 7. Poner una vela en cada extremo del bote, a unos 4 cm del borde. 8. Montar el tubo sobre la balsa, de modo que los alambres lo mantengan exactamente sobre las velas. 9. Amarrar los extremos de cada alambre alrededor de la madera, y enróllalos bajo ella, deacuerdo a la figura

siguiente:

VISTA DESDE ARRIBA VISTA TRASERA 10. Retirar el corcho y llenar el tubo hasta 3/4 de su capacidad con agua caliente. 11. Colocar nuevamente el corcho, y asegúrarse de que el agua salga por el agujero. 12. Llenar una tina con agua y encender las velas.


¿Qué concluyes de la segunda ley de la termodinámica de acuerdo con lo realizado en esta práctica?

Funcionamiento de la maqueta (mayor distancia recorrida), 50%

Uso de materiales reciclados 20% Presentación de la maqueta, 20% Explicación del funcionamiento 10%



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

48

TITULO DE LA PRACTICA: Maquinas Térmicas PRÁCTICA No. 16


UNIDAD TEMATICA: Segunda Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: ENERO 2007


DURACION : 2 Horas LUGAR: AULA REVISIÒN 1:

REVISIÓN 2:




1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno reconocerá el funcionamiento de las maquinas térmicas. * *

MARCO TEÓRICO:

El objetivo de las máquinas térmicas es convertir calor en trabajo mecánico o llevar calor de una fuente de calor fría a otra más caliente (refrigeración). Una máquina térmica muy sencilla.

Estudiaremos una máquina térmica que realiza trabajo mecánico elevando bloques y lo hace transfiriendo calor de una fuente caliente a una fría. Suponemos que contamos con una fuente de calor fría que se mantiene siempre a temperatura T1 y es capaz de absorber cualquier cantidad de calor y otra caliente que se mantiene a temperatura constante T2 > T1 y es capaz de suministrar cualquier cantidad de calor. Contamos también con un cilindro y su pistón que contiene cierta cantidad de un gas ideal y que en cualquier momento podemos poner en contacto cualquiera de las dos fuentes de calor con el cilindro para así enfriarlo hasta una temperatura T1 o calentarlo a una temperatura T2. La presión del gas variará entre dos valores fijos, el menor P1 determinado por el peso del pistón y el mayor P2 determinado por el peso del pistón más el de un bloque. La máquina funcionará así:

1) Compresión adiabática. Cuando el cilindro se encuentra a temperatura T1 el

gas está comprimido y el pistón se encuentra abajo. Entonces se montará un bloque de masa m sobre el pistón, lo cual aumentará la presión del gas disminuyendo aún más su volumen y aumentando ligeramente su temperatura. Se supone que el cambio de presión se hace suavemente (algo no indicado en el esquema que va soltando poco a poco la masa). Durante esta etapa no hay intercambio de calor, por eso se llama compresión adiabática. El aumento de temperatura es consecuencia del trabajo realizado por la masa sobre el gas al comprimirlo. Durante esta etapa no cambia la entropía del gas ni la del universo.

2) Expansión por calentamiento. Se acerca la fuente de calor de temperatura T2 al cilindro, lo cual hará que su temperatura

aumente hasta alcanzar el mismo valor T2. Como la presión es constante, el volumen del gas aumenta y el pistón sube elevando el pistón y el bloque y aumentando su energía potencial. Este aumento de energía potencial es igual al trabajo realizado por el gas sobre el pistón y el bloque, el cual proviene del calor transferido por T2 al gas. No todo ese calor se convierte en trabajo, parte queda como energía interna del gas y sus manifestaciones físicas son el aumento de temperatura y del volumen del gas. La parte del trabajo realizado sobre el pistón volverá a convertirse en calor más adelante, pero el trabajo realizado sobre el bloque se conservará como energía potencial. Durante esta etapa disminuye la entropía de la fuente T2 y aumenta la del gas. Esta parte del ciclo no es un proceso reversible: no es posible comprimir el gas y que éste vaya a la vez enfriándose y transfiriendo calor a la fuente caliente T2. Por eso, como en todos los procesos irreversibles, la entropía del universo aumenta. En efecto, la entropía del gas a temperatura variable T<T2 es dQ/T > dQ/T2, la disminución de entropía en T2 y por lo tanto la entropía del universo aumenta.

3) Expansión adiabática. Se retira la fuente de calor a temperatura T2 y se desmonta el bloque de masa m, con lo cual

disminuye la presión sobre el gas, su volumen aumenta aún más y disminuye un poco su temperatura. Se supone que algo no ilustrado en la escena va retirando poco a poco la masa haciendo que la disminución de presión sea gradual. La disminución de temperatura se debe a la expansión del gas. Durante este proceso no hay intercambio de calor, por eso es adiabático. No hay cambio en la entropía del gas ni en la del universo.

4) Compresión por enfriamiento. Se acerca la fuente "fría" de calor de temperatura T1 y se pone en contacto con el cilindro.

Esto hace que la temperatura del gas disminuya poco a poco hasta alcanzar el valor T1 con lo cual el volumen también



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

49

disminuya. El pistón baja. El gas del cilindro pierde calor por transferencia a T1. Al bajar el pistón éste realiza trabajo sobre el gas que se convierte en calor que es transferido a T1, es decir, el trabajo realizado sobre el pistón en el paso 2) ahora se recupera en forma de calor, pero el trabajo hecho sobre el bloque en el paso 2) se mantiene en forma de energía potencial. ¿Qué pasa aquí con la entropía? Como hay transferencia de calor del gas (a temperatura variable T > T1, el aumento de entropía en T1 es dQ/T1 > dQ/T, la pérdida de entropía del gas. Otra vez, como en todos los procesos irreversibles, la entropía del universo aumenta.

El ciclo 1) 2) 3) 4) se repite indefinidamente. El resultado es que en cada ciclo la máquina realiza un trabajo mecánico elevando un bloque y transfiriendo calor del la fuente caliente T2 a la fuente fría T1.



MATERIAL:

- Lápiz, calculadora, tabla de conversiones, cuaderno, regla.


PROCEDIMIENTO:

1. Desarrolle una grafica con el ciclo de diesel y otra con el ciclo de Otto explicando cada uno de los pasos y puntos del desarrollo.

2. Asociar cada uno de estos con una maquina que se utilice en la industria. 3. Explicar cual es la importancia de estos procesos.


1. ¿Qué dice la segunda ley de la termodinámica?

2. ¿Qué es el ciclo Otto?

3. ¿Qué es el ciclo diesel?

4. ¿Por qué se les llama maquinas termodinámicas?





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

50

TITULO DE LA PRACTICA: Maquinas Térmicas I PRÁCTICA No. 16-1


UNIDAD TEMATICA: Segunda Ley de la Termodinámica FECHA DE REALIZACIÓN: MAYO 2008


ACTUALIZÓ PARA UTJ: M. en C. Nalleli Acosta Topete.

DURACION : 2 Horas LUGAR: AULA REVISO PARA UTJ: M en PA Carlos Muñoz Brambila


1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno reconocerá el funcionamiento de las maquinas térmicas. *

MARCO TEÓRICO: Una Máquina Térmica es un mecanismo o máquina que produce trabajo a partir del calor en un proceso

cíclico, son máquinas de fluido compresible. En los motores térmicos, la energía del fluido que atraviesa la máquina disminuye, obteniéndose energía mecánica. En el caso de generadores térmicos, el proceso es el inverso, de modo que el fluido incrementa su energía al atravesar la máquina.

Los motores térmicos, son máquinas que emplean la energía resultante de un proceso, generalmente de

combustión, para incrementar la energía de un fluido que posteriormente se aprovecha para la obtención de energía mecánica. Los ciclos termodinámicos empleados, exigen la utilización de una máquina o grupo generador que puede ser hidráulico (en los ciclos de turbina de vapor) o térmico (en los ciclos de turbina de gas), de modo que sin éste el grupo motor no puede funcionar, de ahí que en la práctica se denomine Motor Térmico al conjunto de elementos atravesados por el fluido, y no exclusivamente al elemento en el que se obtiene la energía mecánica.

En la actualidad, la mayor cantidad de energía utilizada por la humanidad proviene de la combustión de la

materia, tal es el caso de la combustión del petróleo, diesel, gasolina, gas, carbón y leña. Por otra parte la contaminación ambiental es producida por la emanación de sustancias tóxicas dañinas para los seres vivos; por ello es deseable que el hombre encuentre la manera de utilizar energía alternativa (solar, eólica, hidráulica, geotérmica, etc.). La característica principal de un combustible es su poder calorífico, el cual expresa de acuerdo con el número de kilocalorías generadas por la combustión completa de un kilogramo de dicho combustible. Un ejemplo es el alcohol 95º es de 6750 Kcal/kg.

En la expansión de un gas producto de la energía interna de sus moléculas, la temperatura disminuye. Un

ejemplo claro lo tienes cuando accionas un extintor, o se deja escapar el gas en un encendedor de cigarros, pues la expansión violenta del gas provoca una disminución de la energía interna de las moléculas y en consecuencia una menor temperatura. También se observa este fenómeno cuando dejas escapar el aire de una llanta al oprimir la válvula. Cuando la expansión de un gas se realiza con un nulo intercambio de calor se dice que el proceso es una expansión adiabática. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Aplicar los conocimientos adquiridos en clase para la construcción de un dispositivo que realice un proceso adiabático.

Conocer el poder calorífico por medio de la energía liberada por un combustible (alcohol 96°)

MATERIAL:

1 Pipeta graduada de 5 ml 1 Perilla 1 Cronómetro 5 Latas vacías de jugo* 1 CAJA DE GISES DE COLORES PARA TODO EL GRUPO* 1 Abrelatas* 1 Cinta plástica adhesiva o masking tape*



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

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1 Pelota de hule* 1 Caja de cerillos* 250 ml Alcohol de 96°* El material indicado con un asterisco (*) será suministrado por los alumnos


PROCEDIMIENTO:

PARTE 1. REALIZAR ANTES DE ENTRAR AL LABORATORIO.

I. FABRICACIÓN DEL DISPOSITIVO: 1. Hacer una perforación con un taladro en la parte lateral inferior de la lata que sirve de base, ( RECUERDA

QUE ESTA ACTIVIDAD DEBERÁ EFECTUARSE ANTES DE LA PRACTICA). 2. Cortar con un abrelatas la parte superior hasta la mitad y con cuidado para no cortarse, doble la tapa

totalmente hacia adentro, como se ve en la figura. 3. Retirar a las otras cuatro latas una tapa con el abrelatas, cortar la otra tapa únicamente hasta la mitad y

doblarla totalmente hacia adentro, como se observa en la figura. ES MUY IMPORTANTE QUE EXISTAN LAS CUATRO MAMPARAS INTERMEDIAS.

4. Acoplar cada una de las latas como se ve en la figura y con cinta adhesiva dar consistencia al dispositivo.

5. Seleccionar una pelota lisa de hule, cuyo diámetro sea exactamente igual al diámetro interior de la lata superior o número

CORTE DE LA LATA HASTA LA

MITAD Y DOBLEZ HACIA

ADENTRO

PERFORACIÓN

TAPA

LATA QUE VA EN LA

BASE O NUMERO 1

CORTE TOTAL DE LA TAPA PARA LAS

LATAS NÚMEROS 2, 3, 4, Y 5

DISPOSITIVO

PELOTA AL SALIR

DISPARADA

PERFORACIÓN



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

52

6. Es importante que en caso de que la lata 5 no sea totalmente cilíndrica la parte de mayor diámetro sea la de salida de la pelota.

7. Revisar que no haya gran rozamiento entre la lata y la pelota, pues esta debe salir libremente disparada por el dispositivo.

PARTE 2. REALIZAR EN EL LABORATORIO.

II. FUNCIONAMIENTO DEL DISPOSITIVO: 1. Pesar la pelota a usar en el lanzamiento. 2. En el exterior del edificio marcar a lo largo de la calle con gis señalamientos a cada metro de distancia hasta

un total de 25 metros. 3. Medir un mililitro de alcohol y verter en el interior del dispositivo por su parte superior, agitarla rápido siete

veces para que vaporice el alcohol. 4. Colocar la pelota adentro del dispositivo y acérquele un cerillo encendido en la perforación de la lata que

sirve de base. Observa como se produce la explosión debido a la combustión rápida del alcohol. Como prácticamente no se produce un intercambio de calor entre el dispositivo y el medio debido a la explosión violenta del gas, podemos decir que la explosión se hizo a calor constante, es decir, en un proceso adiabático.

5. Una vez comprobado el funcionamiento del dispositivo. Repita el paso 4 pero mida la distancia que recorre la pelota y el tiempo requerido.

III. CÁLCULOS: completa la siguiente tabla:

m pelota= Kg

Tiro Distancia (m)

Tiempo (s)

Velocidad V= d/t (m/s)

Energía Cinética Ec (J)

Eficiencia

1

2

3

4

5

cg

mvEc

2

2

2*

*1

sN

mkggc

100*q

c

E

E

Considerar que al quemarse 1ml de alcohol libera aproximadamente 22,298 J.


Explicar ¿a que se atribuye que la eficiencia del dispositivo no sea del 100%? Escribir 3 causas posibles

1. Funcionamiento del dispositivo (mayor distancia recorrida), 50%

2. Entregar completa la tabla de la sección III del procedimiento, 30%



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

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TITULO DE LA PRACTICA: Maquinas frigoríficas PRÁCTICA No. 17




DURACION : 1 hrs. LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1: I.Q. María del Rosario Prado



1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno reconocerá el funcionamiento de las maquinas frigoríficas. * *

MARCO TEÓRICO:

Un refrigerador puede definirse como una máquina cuya principal función es retirar calor de una región a baja temperatura. Debido a que no puede destruirse la energía, el calor tomado a una baja temperatura, mas la energía necesaria, precisan disiparse en las cercanías. Si la temperatura a la cual se disipa el calor es lo suficientemente alta para resultar útil, tal como para calefacción la máquina se denomina entonces bomba térmica o bomba de calor. El enunciado de Clausius de la Segunda Ley de la Termodinámica afirma que el calor no pasa de una región fría a otra mas caliente sin la ayuda de una "energía externa". Así pues, un refrigerador precisa de una energía recibida para poder funcionar.

Esta energía recibida podrá ser en forma de trabajo o en flujo de calor a elevada temperatura. El tipo más común de refrigerador o bomba térmica utiliza un trabajo exterior y se basa en el ciclo de compresión del vapor. El ciclo de refrigeración es muy interesante desde el punto de vista termodinámico. Es una de las pocas plantas prácticas cuyo funcionamiento se basa en un verdadero ciclo termodinámico e incluye lo siguiente:

a) Ebullición nucleada y condensación pelicular. b) Procesos de flujo estacionario (estrangulación, compresión e intercambio de calor) c) Control de caudal d) Las propiedades termodinámicas (presión, volumen específico, temperatura, entalpía específica, y entropía específica) de una

sustancia pura, así como todas las condiciones entre vapor sobrecalentado y líquido sub enfriado.


Comprender los principios de funcionamiento de las maquinas refrigerantes.

MATERIAL

1 lata de spray para el cabello

Termómetro digital

Recipiente

PRERREQUISITOS:




PROCEDIMIENTO:

1. Colocar en el recipiente agua a temperatura ambiente y tomar la temperatura.

2. Sumergir la lata de spray.

3. Oprimir el botón para sacar el contenido hasta que este se vacié totalmente (sin hacer pausas).

4. Tomar nuevamente la temperatura del agua.

5. NOTA: el recipiente debe tener la altura mínima de la lata y la cantidad de agua entre la pared del recipiente y la lata muy pequeña preferentemente de menos de 0.5 cm


¿Qué ocurre con la temperatura del agua?

¿Por qué?

¿Cómo lo explicarías con lo dicho por las leyes de la termodinámica?

Explica con un dibujo lo ocurrido.

Procedimiento

Resultado





NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

54

TITULO DE LA PRACTICA: Entropía PRÁCTICA No. 18




DURACION : 1 hrs. LUGAR: LABORATORIO REVISIÓN 1: I.Q. María del Rosario Prado



1 2 3 4

OBJETIVO: El alumno reconocerá la entropía. * *

MARCO TEÓRICO:

En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. En un sentido más amplio se interpreta como la medida de la uniformidad de la energía de un sistema. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego

(ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Cuando se plantea la pregunta: ¿por qué ocurren los sucesos de la manera que ocurren, y no al revés? se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos en la naturaleza. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que eventualmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, logrando al final una temperatura uniforme. Sin embargo, el proceso inverso, un trozo calentándose y el otro enfriándose es muy improbable a pesar de conservar la energía; El universo, tiende a distribuir la energía uniformemente, es decir, maximizar la entropía.

La función termodinámica entropía, S, es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía

puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene una alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad. En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. En un sentido más amplio se interpreta como la medida de la uniformidad de la energía de un sistema. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma

natural. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Cuando se plantea la pregunta: ¿por qué ocurren los sucesos de la manera que ocurren, y no al revés? se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos en la naturaleza. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que eventualmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, logrando al final una temperatura uniforme. Sin embargo, el proceso inverso, un trozo calentándose y el otro enfriándose es muy improbable a pesar de conservar la energía; El universo, tiende a distribuir la energía uniformemente, es decir, maximizar la entropía. La función termodinámica entropía, S, es central para la segunda Ley de la Termodinámica.

La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un

sistema altamente distribuido al azar tiene una alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

Demostrar y comprobar lo que enuncia la entropía.

MATERIAL

3 probetas de 100ml

Placa de calentamiento

2 vasos de precipitados

Azul de metileno en sal



NO.

VERSIÓN: 2 FECHA:

ENERO 08

55

Hielo

PRERREQUISITOS:




PROCEDIMIENTO:

1. Calentar agua a punto de ebullición.

2. Poner agua con hielo para reducir la temperatura.

3. En la primera probeta poner agua enfriada hasta el tope.

4. En la segunda probeta poner agua a temperatura ambiente hasta el tope de la probeta.

5. En la tercera probeta poner agua hirviendo igualmente hasta el tope.

6. En cada una de las probetas poner una pizca muy pequeña de azul de metileno y observar lo que ocurre.


1. ¿Qué ocurre en la primera probeta?

2. ¿Qué ocurre en la segunda?

3. ¿Qué ocurre en la tercera?

4. ¿Cómo explicarías lo ocurrido de acuerdo a la entropía?

5. Explica con un dibujo lo ocurrido

Procedimiento

Resultado



manual de prÁcticas procesos termodinÁmicos

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