Procesos Industriales

APUNTES
PROCESOS INDUSTRIALES I

SANTIAGO – CHILE
MARZO 2004

CONTENIDOS DEL CURSO
1. CONCEPTOS FUNDAMENTALES
• Definición de termodinámica. Sistemas termodinámicos
• Tipos de sistemas, estado de un sistema, equilibrio termodinámico
• Propiedades de un sistema y propiedades termodinámicas
• Ecuaciones de estado. Gases ideales, gases reales: Ec. de estado reducida, Ec. de Van derWaals, Factores de compresibilidad.

2. LEY CERO DE LA TERMODINAMICA
• Equilibrio térmico. Termometría y escalas termométricas
3. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
• Calor, trabajo y energía. Procesos cíclicos
• Procesos termodinámicos reversibles. Trabajo de expansión
• Entalpía y capacidad calorífica.
• Procesos adiabáticos. Efecto Joule-Thompson (proceso irreversible).
4.•
•
•
•SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
Entropía. Principios espontáneos e irreversibles
Diagramas termodinámicos.
Ciclo de Carnot, máquina térmica, máquina de refrigeración
Ciclo de Rankine. Ciclo Otto. Ciclos reales. ciclos de aire estandar.

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•

ENERGIA LIBRE Y EQUILIBRIO QUIMICO
Reversibilidad e irreversibilidad de un proceso.
Equilibrio químico, constante de equilibrio. Ecuación de Van´t Hoff.5.-

6.•
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•
•

PROPIEDADES DE SUSTANCIAS PURAS, EQUILIBRIOS DE FASE
Determinación de propiedades para sustancias puras.
Equilibrios de fase, equilibrio líquido-vapor, Ecuación de Antoine.
Soluciones líquidas ideales. Ley de Raoult. Ley de Henry, solubilidad de gases en líquidos.
Diagramas de equilibrio Y-X, temperatura-fracción molar. Diagramas de punto de ebullición
de mezclasbinarias.

RESUMEN DE ECUACIONES DE ESTADO
1.- Ecuación de gases ideales
Esta se obtuvo en forma empírica, puede derivarse a partir de la teoría cinética de los gases, suponiendo
que el volumen de las moléculas es despreciable respecto al volumen total y que no hay fuerzas de
interacción molecular. Luego la ecuación es:
PV=nRT
en que P es presión , V volumen , T temperatura , n número demoles y R la constante universal de los
gases.
Esta ecuación puede utilizarse en gases que no presenten interacciones moleculares fuertes, a presiones
bajas (hasta 10 atm) y temperaturas próximas a la ambiente o superiores. Además sirve como base de
comparación en el estudio de gases a altas presiones, cuyo comportamiento se desvía de la idealidad.

2.- Ecuación de Van der Waals
Esta ecuacióncorrige la correspondiente a gases ideales y constituye el primer intento de estudio de los
gases reales.
La suposición de que el volumen molecular es despreciable respecto al volumen total es válida cuando
las distancias entre las moléculas son grandes, condición que se presenta a bajas presiones. En realidad
en cada mol de gas hay un volumen (V - b) disponible para el libre desplazamiento delas moléculas,
algo menor que el volumen total, V. El término b depende de la naturaleza del gas y está relacionado con
el volumen molecular ; por definición es siempre positivo, de esta forma:
V IDEAL = V REAL - b
Por otra parte, las fuerzas de interacción molecular se manifiestan como atracción cuando las moléculas
están muy separadas y como repulsión si están muy próximas. Las fuerzas deatracción tienden a
mantener juntas las moléculas y reducen la presión a un valor menor que el correspondiente al
comportamiento ideal. De la teoría cinética de los gases, se sabe que esta reducción es inversamente
proporcional a v 2, luego:
P REAL = P IDEAL - a / V 2
siendo a un parámetro positivo, característico para cada gas.
Con estas dos correcciones se llega a la ecuación de Van derWaals para un mol:

(P+

a
)*(V-b)=R*T
V2

siendo una ecuación cúbica y puede determinarse por iteraciones sucesivas, donde para obtener los
valores de a y b se tienen las siguientes ecuaciones:
a=

27 R 2 T C 2
2
= 3 P C VC
64 PC

b=

R TC
8 PC

donde TC , PC , VC son variables críticas entregadas en tablas. Finalmente, el ZC se obtiene
reemplazando las variables críticas...