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Balance de energía en sistemas cerrados y abiertosBALANCE DE ENERGÍAHabitualmente se define la energía como la capacidad de la materia para producir trabajo, pudiendo adoptar distintas formas, todas ellas interconvertibles directa o indirectamente unas en otras.El balance de energía al igual que el ...

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Balance de energía en sistemas cerrados y abiertos BALANCE DE ENERGÍA Habitualmente se define la energía como la capacidad de la materia para producir trabajo, pudiendo adoptar distintas formas, todas ellas interconvertibles directa o indirectamente unas en otras. El balance de energía al igual que el balance de materia es una derivación matemática de la "Ley de la conservación de la energía" (Primera Ley de La Termodinámica), es decir "La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma". El balance de energía es una principio físico fundamental al igual que la conservación de masa, que es aplicado para determinar las cantidades de energía que es intercambiada y acumulada dentro de un sistema. La velocidad a la que el calor se transmiten depende directamente de dos variables: la diferencia de temperatura entre los cuerpos calientes y fríos y superficie disponible para el intercambio de calor. También influyen otros factores como la geometría y propiedades físicas del sistema y, si existe un fluido, las condiciones de flujo. Los fluidos en biprocesador necesitan calentarse o enfriarse. Ejemplos típicos de ellos son la eliminación de calor durante las operaciones de fermentación utilización utilizando agua de refrigeración y el calentamiento del medio original a la temperatura de esterilización mediante vapor. Uno de los principales intereses del balance de energía es determinar la cantidad de energía que tiene un sistema, sin embargo esta no puede ser determinada, es decir no podemos conocer la energía absoluta en un momento determinado. En realidad lo que nos interesa es conocer los cambios en los niveles de energía que puede experimentar un sistema, para lo cual es necesario definir claramente la frontera entre el sistema o sus partes y los alrededores o el entorno. Los objetivos del balance de Energía son:    

Determinar la cantidad energía necesaria para un proceso. Determinar las temperaturas a las cuales el proceso es más eficiente. Disminuir el desperdicio de energía. Determinar el tipo de materiales y equipos que mejor sean más eficientes.

Sin embargo el objetivo principal es la estimación de costos de operación del proceso, ya que el gasto energético es uno de los más importantes rubros durante la operación.

SISTEMA Cualquier masa de material o segmento de equipo especificados arbitrariamente y en el cual deseamos concentrar nuestra atención. Un sistema se define circundándolo con una frontera. La frontera del sistema no tiene que coincidir con las paredes de un recipiente. Toda masa, equipos y energías externas al sistema definido se designan como entorno. Siempre debemos trazar fronteras similares al resolver los problemas, pues este paso fija claramente el sistema y su entorno (Himmelblau, 1997). Tipos de Sistemas: 1. Sistemas Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el entorno a través de las fronteras. Ej. Olla con agua hirviendo. 2. Sistemas Cerrados: son aquellos que solo pueden intercambiar energía con el entorno, pero no materia. Ej. Termo. 3. Sistemas Aislados: son aquellos en los que no se pueden intercambiar ni energía ni materia a través de las fronteras. Ej. Bomba Adiabática.

“El trabajo de la conexión adiabática entre dos estados de equilibrio de un sistema cerrado depende exclusivamente de ambos estados conectados”. Este enunciado supone formalmente definido el concepto de trabajo termodinámico, y sabido que los sistemas termodinámicos sólo pueden interaccionar de tres formas diferentes (interacción másica, interacción mecánica e interacción térmica). En general, el trabajo es una magnitud física que no es una variable de estado del sistema, dado que depende del proceso seguido por dicho sistema. Este hecho experimental, por el contrario, muestra que para los sistemas cerrados adiabáticos, el trabajo no va a depender del proceso, sino tan solo de los estados inicial y final. En consecuencia, podrá ser identificado con la variación de una nueva variable de estado de dichos sistemas, definida como energía interna. Se define entonces la energía interna, U, como una variable de estado cuya variación en un proceso adiabático es el trabajo intercambiado por el sistema con su entorno: Delta U = Q + W Cuando el sistema cerrado evoluciona del estado inicial A al estado final B pero por un proceso no adiabático, la variación de la Energía debe ser la misma, sin embargo, ahora, el trabajo intercambiado será diferente del trabajo adiabático anterior.

La diferencia entre ambos trabajos debe haberse realizado por medio de interacción térmica. Se define entonces la cantidad de energía térmica intercambiada Q (calor) como: Q = Delta U + W Siendo U la energía interna, Q el calor y W el trabajo. Por convenio, Q es positivo si va del ambiente al sistema, o negativo en caso contrario y W, es positivo si es realizado por el sistema y negativo si es realizado sobre el sistema. Esta definición suele identificarse con la ley de la conservación de la energía y, a su vez, identifica el calor como una transferencia de energía. Es por ello que la ley de la conservación de la energía se utilice, fundamentalmente por simplicidad, como uno de los enunciados de la primera ley de la termodinámica: La variación de energía de un sistema termodinámico cerrado es igual a la diferencia entre la cantidad de calor y la cantidad de trabajo intercambiados por el sistema con sus alrededores. En su forma matemática más sencilla se puede escribir para cualquier sistema cerrado: Delta U = Q - W Dónde: Delta U es la variación de energía del sistema, Q es el calor intercambiado por el sistema a través de unas paredes bien definidas, y W es el trabajo intercambiado por el sistema a sus alrededores. Sistemas cerrados Un sistema cerrado es uno que no tiene intercambio de masa con el resto del universo termodinámico. También es conocido como masa de control. El sistema cerrado puede tener interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, así como puede realizar trabajo a través de su frontera. La ecuación general para un sistema cerrado (despreciando energía cinética y potencial y teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico) es: Delta U = Q + W Donde Q es la cantidad total de transferencia de calor hacia o desde el sistema, W es el trabajo total e incluye trabajo eléctrico, mecánico y de frontera; y U es la energía interna del sistema.

Tipos de límites de los sistemas:   

Adiabáticos, cuando no pueden ser atravesados por el calor. Diatérmicos, si permiten la transferencia del calor. Rígidos, si no permiten el cambio de volumen.

PROPIEDAD (Variable o Parámetro) Una característica de un material que se puede medir (presión, volumen o temperatura, masa, etc.) o que se puede calcular, si no se mide directamente (ciertos tipos de energía, entalpía, energía interna, numero de moles, etc.). Estas propiedades pueden ser manipuladas o variar indirectamente junto a otras, por lo cual también se les denomina variables. Las propiedades de un sistema dependen de su condición en un momento dado y no de lo que haya sucedido al sistema en el pasado. Las propiedades pueden ser: 1. Propiedad Extensiva.- Es aquella cuyo valor depende de la cantidad de material y es aditiva (volumen - masa). Es decir las propiedades extensivas se relacionan con la estructura química externa; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de la cantidad y forma de la materia. Por ejemplo: peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, etcétera. 2. Propiedad intensiva.- Es aquella cuyo valor no es aditivo, y no varía con la cantidad de material. Estas tienen que ver más con la estructura química interna de la materia. Ejemplo: temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, calor específico o concentración, índice de refracción, densidad, viscosidad, concentración, pH etc. Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura, es decir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula , como, por ejemplo, el agua, que está formada solo por moléculas de agua (H2O), o el azúcar, que solo la conforman moléculas de sacarosa (C12H22O11).

ESTADO El conjunto dado de propiedades de los materiales en un momento dado. El estado de un sistema no depende de la forma o la configuración del sistema sino sólo de sus propiedades intensivas como la temperatura, la presión y la composición.

El estado suele ser una función de 3 variables independientes: E = f (P, T, X)

P: Presión T: Temperatura X: Concentración Dos propiedades son independientes una de la otra si existe por lo menos una variación de estado del sistema en la que una propiedad varié y la otra se mantenga fija. Aunque siempre habrá ligeras modificaciones al cambiar de estado, pero su variación suele considerarse insignificante.

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Variables de estado: son propiedades de los materiales que son muy difícil de medir y se considera como la variación neta de la propiedad entre dos estados diferentes (de ahí su nombre), sin importar que camino se tomó para llegar a ese estado. Ej. Entalpia, Entropía y Energía Interna.

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Variables de trayectoria: son propiedades que varían de acuerdo a la trayectoria es decir al camino que se tomó para llegar de un estado a otro. Ej. Calor y Trabajo.

FASE Es el estado de agregación en el que se encuentra la materia, es decir a la cercanía en las que se encuentran sus moléculas. Este depende principalmente de la Temperatura y Presión a la que un compuesto químico está sometido. Las principales fases son:   

Líquido Gaseoso Sólido

TIPOS DE ENERGÍA 

Trabajo (W):

Es una forma de energía que representa una transferencia entre el sistema y el entorno. Y en general se manifiesta por presentar una fuerza mecánica. El trabajo no es posible almacenar trabajo debido a que es una energía en tránsito. Y su signo depende si se lo realiza el sistema (-) o el entorno hacia el sistema (+). Para que una fuerza mecánica realice un trabajo la frontera de sistema debe moverse:

 Calor (Q):

Se define como la parte del flujo total de energía a través de la frontera de un sistema que se debe a una diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno, es decir un tipo de energía en tránsito. El calor no se almacena ni se crea. El calor es positivo cuando se transfiere al sistema. El calor puede transferirse por convección, conducción o radiación. El calor, al igual que el trabajo, es una función de la trayectoria. Los demás tipos de energías son propiedades de los sistemas:

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Energía Potencial:

Depende de la masa y la altura del sistema de referencia (Ep=m x g x h). Se define como la energía debida a la posición del sistema en un campo potencial o debido a la configuración del sistema con respecto a alguna configuración de equilibrio. Puede pensarse como la energía almacenada en el sistema, o como una medida del trabajo que un sistema puede entregar.

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Energía Cinética: Es la energía que un sistema posee en virtud de su velocidad relativa respecto al entorno que se encuentra en reposo. Surge en el fenómeno del movimiento. Está definida como el trabajo necesario para acelerar un cuerpo de una masa dada desde su posición de equilibrio hasta una velocidad dada. Una vez conseguida esta energía durante la aceleración, el cuerpo mantiene su energía cinética sin importar el cambio de la rapidez.

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Energía interna (∆U). Dado que no existen instrumentos que puedan medir la energía interna de manera macroscópica, esta energía suele calcularse a partir de variables macroscópicas medibles como: temperatura, presión, volumen y composición. Para una sustancia pura en una sola fase, tenemos que: Û= Û(T,V) Tomando la derivada total de esta expresión obtenemos:

Por definición (U/T)v es la capacidad calorífica a volumen constante (Cv) y el segundo término es tan pequeño que suele ser insignificante para los cálculos que se realizan en los balances de masa. En consecuencia podemos calcular los cambios de energía interna integrando la expresión anterior:

Cabe aclarar que solo se puede calcular la variación neta de energía interna entre dos estados, mas no las energías absolutas en cada estado. Además esta energía es una propiedad de estado, es decir solo depende de los estados, mas no de cómo se llegó a ellos.

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Entalpía (∆H)

Es una magnitud termodinámica, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. . Si el sistema es homogéneo (una sustancia, una fase) y está en equilibrio interno, podemos referirnos a la entalpía específica (h) que es la energía interna por unidad de masa. H = U + pV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía (ΔH). ΔH = Hf – Hi. La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así: entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc., siendo las

más importantes:

  

Entalpía de reacción (Hr).- es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante. Entalpía de formación (Hf).- es el calor necesario para formar un mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. Entalpía de combustión (Hc).- es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia....