República Bolivariana De Venezuela
Ministerio Del Poder Popular Para La Defensa
Universidad Nacional Experimental Politécnica De La Fuerza Armada
Núcleo Anzoátegui – Ext. Puerto Píritu
Ing. Petroquímica
INDICE
Introducción
Balance de Energía sin Reacción:
Concepto
Conceptos básicos
Tipos de energía
Tipos de procesos (adiabático, isotérmico, isobárico, isocórico, aislado
Balances de energía para sistemas cerrados y abiertos
Conclusión
Bibliografía
Ejercicio
INTRODUCCION
En esta presente investigación se darán a conocer a la materia de balance;
balance de energía sin reacción química, otorgando la información encontrada
desde diferentes fuentes de información, como internet, apuntes en clase y
hasta de diccionarios.
A grandes rasgos plasmaremos algunos conceptos de suma importancia e interés
dentro de esta materia, así como los diferentes tipos de
procesos; isotérmico, adiabático, isobárico, aislado, isocorico.
Y por ultimo resolveremos un ejercicio explicando el
balance de energía sin reacción.
BALANCE DE ENERGÍA SIN REACCIÓN.
El balance de energía al igualque 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 un
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 bio-procesado 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 deEnergía 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.
Conceptos básicos
Sistema: es Cualquier masa de material o parte de equipo especificados
arbitrariamente. Se trata de una región del espacio dentro de la cual
existen diferentes componentes que interactúan entre sí, intercambiando energía
y en ocasiones masa. Un sistema posee una frontera que
lo delimita. Esa frontera puede ser material o imaginaria,
fija o móvil. La zona del espacio que rodea al sistema y
con la cuál éste interactúa mediante intercambios energéticos o materiales se
denomina el ambiente o el entorno. El ambiente es la región
desde la cual los observadores hacen las medidas acerca de éste e infieren sus
propiedades. A diferencia del sistema, que evoluciona por su
interacción con el ambiente, se suele considerar que el ambiente no se ve
modificado por esta interacción.
Tipos de Sistemas
Sistemas Abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía con el
entorno a través de las fronteras. En un sistema
abierto se estudia lo que se denomina un volumen de control, usualmente fijo.
Sistemas Cerrados:son aquellos que solo pueden
intercambiar energía con el entorno, pero no materia. En un
sistema cerrado se suele estudiar lo que se denomina una masa de control, cuya
evolución se sigue en el tiempo, aunque ocupe una región variable del espacio.
Sistemas Aislados: son aquellos en los que no se pueden intercambiar ni energía ni materia a través de las fronteras.
Propiedad: Son características que se pueden observar, medir o cuantificar en
las sustancias o en los sistemas. La cantidad y tipo de propiedades que se
puedan establecer para un sistema dependen del tipo de observación que se halla establecido para el
analisis del
sistema.
Propiedad extensiva: es aquella cuyo valor depende de la cantidad de material y
es aditiva, Las propiedades extensivas tienen valores que no se ven afectados
por el hecho de que el sistema este en equilibrio o
no. Por ejemplo el volumen y la masa son propiedades
extensivas.
Propiedad intensiva: es aquella cuyo valor no es aditivo y no varía con la
cantidad de material. Estas propiedades son independientes del tamaño del sistema y solo tienen significado para
sistemas en estado de equilibrio; la P y la T son propiedades intensivas.
Estado: es el conjunto 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.
Energía: es la capacidad de un sistema físico para
realizar trabajo. Lamateria posee energía como resultado de su movimiento o
de su posición en relación con las fuerzas que actúan sobre ella. Cabe aclarar
que la energía interna de un sistema, el trabajo y el
calor no son más que diferentes manifestaciones de energía. Es por eso que la
energía no se crea ni se destruye, sino que, durante
un proceso solamente se transforma en sus Diversas manifestaciones.
Tipos de energía
Trabajo (W): es una forma de energía que representa una transferencia entre el
sistema y el entorno. El trabajo no puede almacenarse.
Es positivo si se efectúa sobre el sistema, el trabajo hecho
por el sistema es negativo.
Calor: se define como
la parte del
flujo total energía que cruza a través de la frontera de un sistema debido a
una diferencia de temperatura entre el sistema y el entorno. Se conoce en
ingeniería también como
flujo calórico. El calor es positivo cuando es transferido al sistema, este puede ser transferido por conducción, convección y
radiación.
Energía cinética (Ec): es la energía que tiene el sistema asociada a su
velocidad relativa al entorno en reposo. Ec = ½ mv2.
Energía potencial (P): es la energía que posee el sistema debido a la fuerza
ejercida sobre su masa por un campo gravitacional o
electromagnético con respecto a un plano
de referencia. Energía potencial debida a un campo
gravitacional: P = mgh.
Energía interna: la energía interna (U), es la medida macroscópica de las
energías moleculares, atómicas, y subatómicas, lo cual sigue reglas
microscópicas definidas para los sistemasdinámicos. La energía interna se mide
indirectamente a través de la medición de otras variables, tales como
presión, volumen, temperatura y composición. La energía interna se calcula como
en relativa a un estado de referencia, pero no en forma absoluta.
Entalpía: la entalpía se expresa como H = U + PV, donde E es la
energía interna, P es la presión y V el volumen. Al igual que en el caso de la
energía interna, la entalpía no tiene un valor
absoluto, sólo se miden los cambios de entalpía. Para determinar la entalpía se
considera un estado de referencia:
Estado inicial del sistema Estado final del sistema
Entalpía = H1 - Href H2 - Href
Tipos de procesos (adiabático, isotérmico, isobárico, isocórico, aislado)
Proceso Adiabático
Es aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo)
no intercambia calor con su entorno. Un proceso
adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico. El
extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor,
causando que la temperatura permanezca constante, se denomina proceso
isotérmico.
El término adiabático hace referencia a elementos que
impiden la transferencia de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima
bastante a un límite adiabático. Otro
ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría
alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En
climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son
adiabáticos, puesto que nohay transferencia de calor, a pesar que se consiga
variar la temperatura del aire y su humedad relativa.
El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren
debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede
ser cuantificado usando la ley de los gases ideales.
En otras palabras se considera proceso adiabático a un
sistema especial en el cual no se pierde ni tampoco se gana energía calorífica.
Esto viene definido según la primera ley de termodinámica describiendo que Q=0
Si se relaciona el tema del proceso adiabático con las ondas, se debe tener en
cuenta que el proceso o carácter adiabático solo se produce en las ondas
longitudinales
Procesos isotérmicos: (temperatura constante
Se denomina proceso isotérmico o proceso isotermo al cambio reversible en un
sistema termodinámico, siendo dicho cambio a temperatura constante en todo el
sistema. La compresión o expansión de un gas ideal puede llevarse a cabo
colocando el gas en contacto térmico con otro sistema de Capacidad calorífica
muy grande y a la misma temperatura que el gas; este otro sistema se conoce
como foco calórico. De esta manera, el calor se transfiere
muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo. Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la
temperatura y ésta permanece constante en la expansión isoterma, el calor
tomado del foco es igual al trabajo realizado por
el gas: Q = W
Una curva isoterma es una línea que sobre un diagrama representa
los valores sucesivos de las diversasvariables de un sistema en un proceso
isotermo. Las isotermas de un gas ideal en un diagrama
P-V, llamado diagrama de Clapeyron, son hipérbolas equiláteras, cuya ecuación
es P•V = constante.
Proceso isobárico
Es un proceso a presión constante; en consecuencia:
y se tendrá
Si la presión no cambia durante un proceso, se dice que éste es isobárico. Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en un
recipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúa a presión
atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura del
agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay un cambio de
fase de agua a vapor.
Un proceso isobárico es un proceso
termodinámico que ocurre a presión constante. La Primera Ley de la
Termodinámica, para este caso, queda expresada como sigue:
Donde:
= Calor transferido.
= Energía Interna.
= Presión.
= Volumen.
En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea
horizontal.
Procesos isocórico: (volumen constante
Un proceso isocórico, también llamado proceso isométrico o isovolumétrico es un
proceso termodinámico en el cual el volumen permanece constante; ΔV = 0.
Esto implica que el proceso no realiza trabajo presión-volumen, ya que éste se
define como
ΔW = PΔV,
Donde P es la presión (el trabajo es positivo, ya que es ejercido por el
sistema).
Aplicando la primera ley de la termodinámica, podemos deducir que Q, el cambio
de la energía interna del sistema es
Q = ΔU
Para unproceso isocórico: es decir, todo el calor que transfiramos al sistema
quedará a su energía interna, U. Si la cantidad de gas permanece constante,
entonces el incremento de energía será proporcional al incremento de
temperatura,
Q = nCVΔT
Donde CV es el calor específico molar a volumen constante.
En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea vertical.
Desde el punto de vista de la termodinámica, estas transformaciones deben
transcurrir desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que
las magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben
estar perfectamente definidas en dichos estados inicial y final. De esta forma
los procesos termodinámicos pueden ser interpretados como el resultado de
la interacción de un sistema con otro tras ser eliminada alguna ligadura entre
ellos, de forma que finalmente los sistemas se encuentren en equilibrio
(mecánico, térmico y/o material) entre sí.
De una manera menos abstracta, un proceso termodinámico puede ser visto como
los cambios de un sistema, desde unas condiciones iniciales hasta otras
condiciones finales, debidos a la desestabilización del sistema
Proceso aislado (sistema aislado)
Es aquel que no intercambia ni materia ni energía con su entorno, es decir se
encuentra en equilibrio termodinámico. Un ejemplo de
este clase podría ser un gas encerrado en un recipiente de paredes rígidas lo
suficientemente gruesas (paredes [adiabáticas]) como para considerar que los intercambios de
energía calorífica seandespreciables y que tampoco puede intercambiar energía
en forma de trabajo.
Si tomamos un sistema y lo aislamos del
universo que lo rodea, que llamamos 'alrededores', de tal manera que
no pueda haber intercambio de energía entre ellos, podemos afirmar que la
energía del
sistema Usist. Permanecerá sin cambio.
De ser posible el intercambio de energía entre el sistema y sus alrededores, de
todas maneras podremos afirmar que la energía total del
Universo (sistema + alrededores) será la misma, esto es: Usist. + Ualr. =
Utotal = Constante
Balances de energía para sistemas cerrados
Se dice que un sistema es abierto o cerrado
dependiendo que exista o no transferencia de masa a través de la frontera del sistema durante el
período de tiempo en que ocurre el balance de energía. Por definición un proceso intermitente es un proceso cerrado y los procesos
semi-intermitente y continuo son sistemas abiertos.
Una ecuación integral de balance de energía puede desarrollarse para un sistema cerrado entre dos instantes de tiempo.
Energía final del sistema – energía inicial del sistema = energía neta
transferida
Energía inicial del sistema = Ui + Eci + Epi
Energía final del sistema = Uf + Ecf + Epf
U = energía interna
Ec = energía cinética
Ep = energía potencial
Energía transferida (ï„E) = Q + W
ï„E = Et2 –Et1
Los subíndices se refieren a los estrados inicial y final
(Uf - Ui) + (Ecf - Eci) + (Epf - Epi) = Q +W
Si utilizamos el símbolo ï„ para indicar diferencia se tiene:
ï„U + ï„Ec + ï„Ep= Q + W luego,
ï„E = Q + W (7)
Donde ï„E representa la acumulación de energía en el
sistema asociada a la masa y está compuesta por: energía interna (U), energía
cinética y energía potencial (P).
La energía transportada a través de la frontera del sistema puede transferirse
de dos modos: como calor (Q) o como y trabajo (W)
Q y W representan la transferencia neta de calor y trabajo, respectivamente,
entre el sistema y su entorno
Si ï„E = 0 ; Q = - W
La ecuación (7) es la es la forma básica de la primera ley de la termodinámica
Balance de energía para sistemas abiertos en régimen estacionario
Por definición en un sistema abierto se observa la transferencia de materia a
través de sus fronteras cuando ocurre un proceso. Debe realizarse trabajo sobre
el sistema para que exista una transferencia de materia hacia él y la masa que
sale del
sistema realiza trabajo sobre los al rededores (entorno) ambos términos de
trabajo deben incluirse en la ecuación de balance de energía.
En la ecuación de balance de energía para un sistema abierto debemos incluir la
energía asociada a la masa que entra y sale del sistema, con lo cual se tiene:
ï„ Significa lo que entra lo que sale del
sistema menos lo que entra
Si consideramos régimen estacionario: E entrada = E salida; ï„E = 0, no hay acumulación de energía por lo que tenemos:
Si se considera que no hay variación de energía potencial ni de energía
cinética y que W = 0 se tiene:
Q = ï„H = ï„Hproductos „HreactivosCONCLUCION
Cumplido el objetivo de terminar esta investigación y al mismo tiempo que hayan
quedado plasmados en nuestras mentes esta información, damos por terminada esta
investigación.
Es muy importante e interesante que nosotros como estudiantes a futuros ingenieros
debemos conoces diferentes o mejor dicho si se puede todos los conceptos que
estén relacionados con la energía, porque desde luego dentro de una empresa se
manejan regularmente diversos tipos de procesos como; adiabático isocorico,
isotérmico, aislado, isobárico, al mismo tiempo como lo son los diferentes
tipos de sistemas.
BIBLIOGRAFIA
https://www.google.com/search?hl=es&q=elaboracion+de+pastas
https://www.cocinayhogar.com/parati/alimentos/arrocesypastas/?pagina=parati_alimentos_arrocesypastas_001_001
https://www.sefh.es/pn/procedimientos_elaboraci%C3%B3n/PN_pastas.pdf
https://www.monografias.com/trabajos65/extraccion-aceites-esenciales/extraccion-aceites-esenciales.shtml
https://html.rincondelvago.com/extraccion-de-aceites-esenciales.html
https://www.alambiques.com/practica_extraccion_aceites.htm
https://www.alambiques.com/extraccion_aceites.htm
https://www.terra.es/personal5/anajes//ttwo – CABEZA
https://www.monografias.com/trabajos68/proceso-deshidratacion-frutas/proceso-deshidratacion-frutas.shtml
EJERCICIO
. Balance de energía para un sistema cerrado
Un tanque con un pistón con unpistón móvil contiene un gas. La temperatura
inicial del
gas es 25 °C. El tanque se coloca en agua hirviendo con el pistón en una
posición fija. El gas absorbe una cantidad de 2 Kcal. de calor, y alcanza el equilibrio a 100 °C (y una presión
mayor). El pistón se libera, y el gas realiza 100 J de
trabajo para trasladar el pistón a su nueva posición de equilibrio. La
temperatura final del
gas es de 100 °C.
Escribe la ecuación de balance de energía para cada una de las dos etapas del
proceso, y para cado resuelva la incógnita de energía en la ecuación. Al
resolver este problema, considera que el gas en el tanque es el sistema, desprecia
el cambio de energía potencial del gas cuando el pistón se mueve verticalmente,
y considera que el gas se comporta idealmente. Expresa todas
las energías en Joules.
Solución.
Dibujar una representación del problema.
aˆ† Ec = 0 (El sistema es estacionario)
aˆ† Ep = 0 (sin desplazamiento vertical)
W = 0 (Las fronteras no se mueven
aˆ†U = Q Q = 2 kcal = 8368 J
Por lo tanto el gas gana 8368 J de energía interna cuando su temperatura cambie
de 25 a 100 °C.
aˆ†U + aˆ†Ec + aˆ†Ep = Q + W
aˆ† Ec = 0 (El sistema es estacionario en los estados inicial y final)
aˆ† Ep = 0 (Por hipótesis se considera despreciable
aˆ†U = 0 (U depende sólo de T para un gas ideal y T no cambia)
Q + W = 0 W = -100 J el signo negativo es porque el trabajo se realiza sobre
los alrededores.
El gas absorbe una cantidad de calor adicional de 100 J cuando se expande y
vuelve a alcanzar el equilibrio a 100 °C
