INTRODUCCION A LOS PRINCIPIOS DE PROCESOS INDUSTRIALES

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la siguiente figura:

Si se cumple la ley del gas ideal:

pA.V = nA.R.T Ecuación 2

Donde:

pA = presión parcial del componente A

V = volumen de la mezcla

nA = moles de A en la mezcla

R = constante universal de los gases

T = temperatura del sistema

Si la ecuación 2 se divide por la ecuación 1, se obtiene:

Donde: = fracción molar Ecuación 3

Es decir, que la fracción molar de un componente en una mezcla gaseosa es igual a la relación ente la presión parcial y la presión del sistema.

El volumen que ocuparía un componente si estuviera solo a la T y P del sistema se denomina volumen de componente puro o volumen parcial de dicho componente. Según lo muestra la figura siguiente.

PVA = nART Ecuación 4

Al dividir la ecuación 4 por la ecuación 1, se obtiene:

Donde: = fracción molar Ecuación 5

Resumiendo, la fracción molar de un componente es igual a la fracción volumétrica así como también a la fracción de presiones (sólo en gases ideales):

=

Ley de Dalton

Con base en la definición de presión parcial y asumiendo que la presencia de un componente no influye en los otros, es posible llegar a la expresión:

P = pA + pB Ecuación 6

Es decir, que la presión total de un sistema es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes que conforman dicha mezcla ideal.

La presión parcial de un gas en una mezcla se puede calcular con la siguiente ecuación:

Ppi= xi . Pt Ecuación 7

Donde:

Ppi= presión parcial del gas en la mezcla

Xi= fracción molar del gas en la mezcla

Pt= presión total del sistema

4. VAPORES Y PRESIÓN DE VAPOR

El término vapor a veces se usa como sinónimo de gas y, por eso, se hace necesario precisarlo. Un diagrama presión-temperatura para una sustancia pura permite ubicar la región de vapor como aquella por debajo de la temperatura crítica en donde es posible un cambio de fase ya sea por aumento de presión o disminución de temperatura.

La región de vapor es aquella que limita tanto con la región del estado sólido por medio de la línea 1-2 llamada línea de equilibrio sólido-vapor, como con la región del estado líquido por medio de 2-3 conocida como línea de equilibrio líquido-vapor, como se muestra en la siguiente figura.

Más allá del punto crítico, no existe línea de equilibrio, por lo tanto no tiene sentido hablar de vapor sino de gas.

Diagrama Presión-Temperatura

Es decir, el término vapor indica equilibrio o posibilidad de cambio de fases mientras que el gas no.

Equilibrio

Se define como el estado en donde todas las tendencias que tratan de sacar una sustancia de su posición, se encuentran equilibradas. Es pues un equilibrio dinámico.

Las líneas 1-2 y 2-3 del diagrama presión-temperatura anterior, son líneas de equilibrio, lo cual quiere decir que el paso de sólido a vapor o de líquido a vapor y viceversa, son operaciones en equilibrio.

Toda sustancia pura presenta una gráfica similar que contenga dichas líneas de equilibrio así como el punto crítico. Esta gráfica es característica particular de cada sustancia pura y da idea de qué tan volátil es o cuál es su estado en condiciones ambientales. Más adelante se profundizará sobre esta temática mediante el uso de las tablas termodinámicas.

Presión de vapor

Cuando un líquido se evapora dentro de un espacio limitado, éste se llena con el vapor formado. A medida que ocurre la evaporación del líquido, el número de moléculas en el estado de vapor, va aumentando, causando un incremento en la presión ejercida por el vapor como se puede observar en las siguientes figuras.

Formación progresiva de la presión de vapor:

La presión ejercida por un vapor o un gas, se debe al impacto de sus moléculas contra las paredes que lo rodean, y una de éstas es la superficie del líquido, sobre la cual ocurren continuamente una serie de impactos producidos por las moléculas en la fase vapor. Este número de impactos determinará la presión ejercida por el vapor.

Sin embargo, cuando una de estas moléculas gaseosas choca contra la superficie líquida, queda bajo la influencia de las fuerzas de atracción del conjunto de moléculas en estado de agregación líquida de tal forma que la retienen pasando a formar, una vez más, parte del estado líquido.

Este fenómeno, contrario a la vaporización, se denomina condensación y su velocidad está determinada por el número de moléculas que chocan contra la superficie líquida en una unidad de tiempo.

En estas circunstancias, cuando un líquido se evapora en un espacio cerrado, suceden dos procesos opuestos. El primero, es la vaporización, la cual, tiende a cambiar las moléculas del estado líquido al estado gaseoso, mientras que el segundo es la condensación, la cual, tiende a cambiar el gas formado durante la vaporización, retornándolo a la fase líquida. A medida que tiene lugar la vaporización, la velocidad de evaporación se incrementa y trae como consecuencia un aumento en la presión del vapor. Si hay suficiente líquido, la presión del vapor puede alcanzar un valor tal que la velocidad de condensación