QUIMICA APLICADA - Cesar Esquivel

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QUIMICA APLICADA
QUIMICA APLICADA
UNIDAD 1. ESTADO GASEOSO.
UNIDAD 2. TERMODINAMICA.
UNIDAD 3. ESTADO LIQUIDO.
UNIDAD 4. APLICACIÓN A PROCESOS TECNOLOGICOS.
UNIDAD 5. IMPACTO AMBIENTAL.
UNIDAD 1. ESTADO GASEOSO.
UNIDAD 1. ESTADO GASEOSO.
1.1.Teoría cinética de los gases. 	1.1.1. Ecuación general del estado gaseoso.
 1.1.2.Ley de Dalton de las presiones parciales.	
1.1.3.Postulados de la teoría cinética de los gases.
1.2.Ecuaciones de estado de los gases reales. 1.2.1.Ecuación de Van Der Waals. 1.2.2Ecuación de Berthelot
MATERIA
La materia puede presentarse en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. En este último estado se encuentran las sustancias que denominamos comúnmente "gases".
http://www.youtube.com/watch?v=6BakHZ35fkw&feature=relmfu
GAS REAL
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales.
GAS IDEAL
Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características: 
El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas. 
No hay fuerza de atracción entre las moléculas. 
Las colisiones son perfectamente elásticas. 
Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales. 
COMPORTAMIENTO DE LOS GASES IDEALES
Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoria mente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene.
COMPORTAMIENTO DE LOS GASES IDEALES
http://www.youtube.com/watch?v=tUgRemB86Sg
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
Los gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellos que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas.
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento.
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
3. - El número total de moléculas es grande.
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques.
COMPORTAMIENTO Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL.
6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable.
http://www.youtube.com/watch?v=d2bJMaF8Sso
LEY DE LOS GASES IDEALES
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). 
LA LEY DE BOYLE - MARIOTTE
La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante:
LA LEY DE BOYLE - MARIOTTE
http://www.youtube.com/watch?v=6-hdVZ5sq1E&feature=related
LEY DE GAY-LUSSAC
La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta:
http://www.youtube.com/watch?v=5OGuoj0XO3s&feature=fvst
LEY DE GAY-LUSSAC
LEY DE CHARLES
La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema:
http://www.youtube.com/watch?v=91aUiulVpCw&feature=fvwrel
LEY DE CHARLES
LEY UNIVERSAL DE LOS GASES.
De las tres se deduce la ley universal de los gases:
http://www.youtube.com/watch?v=7ZmPwAWsHgY
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Avogadro dijo que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de todos los gases contienen el mismo número de moléculas.
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Para comprender este principio, considérese el siguiente experimento: suponga que exactamente 1mol de gas hidrógeno (H2) se coloca en un recipiente cuyo volumen puede cambiarse y cuya temperatura puede mantenerse a 0 °C (273 K). El volumen del recipiente se ajusta de modo que la presión del gas hidrógeno sea exactamente 1 atm. Encontramos que el volumen del recipiente (y por lo tanto del gas) es de 22.4 L.
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Ahora removemos el hidrógeno gas y repetimos el experimento con exactamente 1 mol de oxigeno (O2). De nueva cuenta encontramos que el volumen del recipiente (y del oxígeno) es de 22.4 L. Y cada vez que el experimento se repite con exactamente 1 mol de un gas diferente, encontramos que su volumen es de 22.4 L a temperatura y presión estándar.
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Nuestro experimento nos permite enunciar la siguiente conclusión: exactamente 1 mol de cualquier gas a TPS tiene un volumen de 22.4 L. 
http://www.youtube.com/watch?v=nzpMgNcDljM
1.1.1. ECUACION GENERAL DEL ESTADO GASEOSO.
La cantidad de gas que influye no es su masa, sino las moléculas de gas presentes: el número de moles: un mol de gas a 0 ºC y una atmósfera de presión ocupa siempre 22.4 litros, dos moles 44.8 litros etc.
1.1.1. ECUACION GENERAL DEL ESTADO GASEOSO.
Por la ley de los gases sabemos que:
Si tenemos un mol de gas a 0 ºC (273 K) y 1 atmósfera de presión, ocupa siempre 22.4 l, por lo que sustituyendo en la ecuación anterior nos queda: 
1.1.1. ECUACION GENERAL DEL ESTADO GASEOSO.
Ese número se denomina constante de los gases ideales y se designa por la letra R.
Podemos escribir entonces: y pasando T al otro miembro de la igualdad 
1.1.1. ECUACION GENERAL DEL ESTADO GASEOSO.
Y, si indicamos por n el número de moles:
A esta última ecuación se le conoce como ecuación de los gases ideales.
http://www.youtube.com/watch?v=tN6O6HoHjKE&feature=relmfu
1.1. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal. La teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.
1.1. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES.
http://www.youtube.com/watch?v=RwDPOoCNidE
LEY DE GRAHAM
Las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.
LEY DE GRAHAM.
Graham estudio muchos gases y encontró que este resultado es bastante general. La razón de los volúmenes de dos gases que se difunden en otro a presión uniforme es igual a la razón inversa de las raíces cuadradas de sus densidades (las densidades de los gases medidas en idénticas condiciones). La siguiente tabla muestra algunos de los resultados obtenidos por Graham.
LEY DE GRAHAM.
	Gas	vgas / vaire	(daire /dgas)1/2
	CH4	1.34	1.34
	CO	1.01	1.02
	H2O	0.95	0.92
	SO2	0.68	0.67
http://www.youtube.com/watch?v=IuLhNe2L1-k
1.1.2. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES.La Ley de las Presiones Parciales de Dalton estipula que la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de todos los gases en la mezcla.
http://www.youtube.com/watch?v=m2N-FgYow8o
LEY DE LOS VOLÚMENES EN COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC.
La cual establece que cuando los gases a la misma temperatura y presión se combinan, los volúmenes de los reactivos y productos están en la misma proporción que los coeficientes de la ecuación balanceada para la reacción.
LEY DE LOS VOLÚMENES EN COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC.
La Ley de los Volúmenes en Combinación establece, por ejemplo, que dos volúmenes de hidrógeno se combinan con un volumen de oxígeno para formar dos volúmenes de vapor de agua.
2H2(g)	 +	 O2(g)	 = 	2H2O(g)
2 volúmenes + 1 volumen = 2 volúmenes
LEY DE LOS VOLÚMENES EN COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC.
LEY DE LOS VOLÚMENES EN COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC.
En donde “volumen” significa litro, pulgada cúbica, galón, siempre y todos los tres gases estén a la misma temperatura y presión. Esta ley proporciona una forma fácil para trabajar con problemas estequiométricos que impliquen gases.
http://www.youtube.com/watch?v=jpe1uj0Q6lc
LEY DE AMAGAT.
 El volumen de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los volúmenes de cada Gas, medidos a la misma presión y temperatura de dicha mezcla.
http://www.youtube.com/watch?v=6Iq5Y5GMhig
LEY DE AMAGAT.
LEY DE AMAGAT.
Un concepto paralelo a la presión parcial es el volumen parcial vi: volumen que ocuparía un componente de una mezcla, si estuviera él sólo a la presión y temperatura de la mezcla. En mezclas de gases ideales, la suma de volúmenes parciales es el volumen total (regla de Amagat):
LEY DE AMAGAT.
Lo mismo que la regla de Dalton, la de Amagat no es una ley termodinámica, pues no se cumple universalmente en todos los sistemas. Sin embargo, se cumple exactamente en mezclas de gases ideales cuando la mezcla es también un gas ideal. La demostración es análoga a la de Dalton:
LEY DE AMAGAT.
También se cumple que
Por tanto, para gases ideales, las reglas de Dalton y Amagat son completamente equivalentes. Para mezclas de gases reales a altas presiones no se cumple la equivalencia. Sin embargo, se ha comprobado que en esas condiciones la regla de Amagat da mejores resultados que la de Dalton.
1.2. ECUACIONES DE ESTADO DE LOS GASES REALES. 
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
1.2.2. ECUACIÓN DE BERTHELOT.
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
La ecuación de gases ideales sólo se puede aplicar a gases reales en condiciones de baja presión y temperatura suficientemente alta. En otras condiciones las diferencias son apreciables. Van Der Waals corrigió la ecuación de los gases perfectos.
 Experimentalmente se sabe que un gas real no cumple la ecuación PV=cte (B-M).
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
Primera modificación para un mol:
Donde, a y b son constantes propias de cada gas. 
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
Se puede expresar como una ecuación de 3er grado: 
Puede tener:
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
a) Una solución real y dos imaginarias conjugadas, correspondientes a cualquier punto en la rama de gas o de líquido.
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
b)	Tres soluciones reales diferentes, correspondientes a la zona de vapor-húmedo.
c)	Una solución real triple, correspondiente al Punto Crítico K.
http://www.youtube.com/watch?v=R6GuAsb58GU
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
En el Punto Crítico debe cumplirse (V-Vc)3=0, siendo Vc la solución de la ecuación en este punto.
Para obtener una ecuación en la que no aparezcan los parámetros a y b, se determinan unos factores para obtener la Ecuación Reducida, única para todos los gases: Gases reales
1.2.1. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
CARACTERÍSTICAS DE LA ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
Las isotermas de los gases ideales se obtienen a elevadas temperaturas y grandes volúmenes molares.
El estado líquido y gaseoso coexisten cuando se equilibran los efectos de cohesión y dispersión.
 
Las constantes críticas están relacionadas con los coeficientes de Van Der Waals.
1.2.2. ECUACIÓN DE BERTHELOT.
1.2.2. ECUACIÓN DE BERTHELOT.
Factor de Compresibilidad.
Los gases ideales cumplen p V = n R T 
Los gases reales no la cumplen. Se han encontrado ecuaciones como la de Van der Waals para algunos tipos de gases.
http://www.e-buc.com/portades/9788498803402_L33_23.pdf
1.2.2. ECUACIÓN DE BERTHELOT.
Existe un método general para todos los gases que consiste en definir el Coeficiente de Compresibilidad Z (Gráficas); para gases perfectos Z = 1
Las gráficas son las mismas para los diferentes gases, variando su escala. Pero, si utilizamos valores reducidos, las gráficas coinciden.
1.2.2. ECUACIÓN DE BERTHELOT.
http://es.scribd.com/doc/30873157/ECUACIONES-IDEALES
UNIDAD 2. TERMODINAMICA.
UNIDAD 2. TERMODINAMICA.
2.1. Propiedades y variables de un sistema termodinámico. 	2.1.1.Sistemas termodinámicos (abierto, cerrado y aislado). 	
		2.1.2.Propiedades extensivas e intensivas de un sistema termodinámico. 
		2.1.3. Variables de estado(presión, volumen y temperatura).
 	2.1.4.Funciones de estado (energía interna, entalpía y entropía). 
 
2.2.Primera ley de la Termodinámica.
		2.2.1.Proceso isocórico o isométrico.
 		2.2.2.Proceso isobárico.
		2.2.3.Proceso isotérmico.
		2.2.4.Proceso adiabático. 
UNIDAD 2. TERMODINAMICA.
2.3.Segunda ley de la Termodinámica para gases ideales.
		2.3.1.Cambio entrópico en los gases ideales. 
2.4.Termoquímica.
	2.4.1.Medición de la entalpía en un proceso químico (calorimetría).
	2.4.2.Entalpía a presión y volumen constante.
	2.4.3.Entalpía de reacción.
	2.4.4.Fundamentos de los procesos de combustión. 
2.1. PROPIEDADES Y VARIABLES DE UN SISTEMA TERMODINÁMICO. 
PROPIEDADES.
Para calcular los cambios de energía se han clasificado en un sistema a sustancias de trabajo y debemos expresar el comportamiento de un sistema en función de las características descriptivas llamadas propiedades.
2.1. PROPIEDADES Y VARIABLES DE UN SISTEMA TERMODINÁMICO. 
2.1. PROPIEDADES Y VARIABLES DE UN SISTEMA TERMODINÁMICO. 
SISTEMAS.
Un sistema no es más que la porción del universo que se desea estudiar y que a tal fin se aísla del exterior restringiendo sus transferencias con él. Así podemos definir un sistema como la materia encerrada dentro de un determinado volumen.
SISTEMA.
VARIABLES DE SISTEMAS.
En un sistema se pueden apreciar diversas magnitudes macroscópicas como las ya citadas presión, volumen, temperatura estas magnitudes se les denomina coordenadas termodinámicas o variables de estado de un sistema.
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VARIABLES DE SISTEMAS.
2.1.1. CLASIFICACIÓN DE SISTEMA ABIERTO, CERRADO Y AISLADO.
SISTEMA CERRADO.
Solamente permite la realización de trabajo y transferencia de calor.
2.1.1. CLASIFICACIÓN DE SISTEMA ABIERTO, CERRADO Y AISLADO.
SISTEMA ABIERTO.
Se permite la realización de trabajo, transferencia de calor y transferencia de masa.
2.1.1. CLASIFICACIÓN DE SISTEMA ABIERTO, CERRADO Y AISLADO.
SISTEMA AISLADO.
No se permite ninguna interacción con el medio ambiente. Hay que observar que este sistema también es un sistema cerrado. 
DEFINICIÓN DE LÍMITE, FRONTERA Y PARED DE UN SISTEMA.
LIMITE.
Un límite es toda pared, contorno o borde real o ideal que separa el sistema del ambiente. En termodinámica se supone que el límite de un sistema es una superficie matemática, a la que atribuimos ciertas propiedades ideales como rigidez, impermeabilidad y otras.
El sistema termodinámico es alguna porción de materia que separamos del resto del universo por medio deun límite o frontera con el propósito de poder estudiarlo.
FRONTERA.
La frontera de un sistema puede estar constituida con paredes diatérmicas o paredes adiabáticas.
FRONTERA.
PARED DE UN SISTEMA.
Una pared diatérmica es aquella que permite la interacción térmica, del sistema con los alrededores. 
PARED DE UN SISTEMA.
Una pared adiabática no permite que exista una interacción térmica del sistema con los alrededores.
2.1.2. PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS
PROPIEDADES INTENSIVAS
Son aquellas cuyo valor no dependen de la masa ni del sistema, por ejemplo: presión, intensidad, densidad. Al dividirse el sistema las variables presión temperatura y presión volumen no varían antes y después de la división.
PROPIEDADES INTENSIVAS
PROPIEDADES EXTENSIVAS
Propiedades termodinámicas cuyo valor depende de la masa y el sistema y son: valores totales como volumen total, trabajo total, energía interna total, entalpía total, entropía total, etc.
PROPIEDADES EXTENSIVAS
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Presión: es la fuerza por unidad de área.
Podemos distinguir varias formas de manifestación de la presión.
Presión atmosférica.
Presión manométrica.
Presión absoluta.
Presión de vacio.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Presión atmosférica: Todos los cuerpos colocados en la atmosfera están sometidos a una presión que llamaremos presión atmosférica cuyo origen lo podemos atribuir al peso de la masa del aire que la forman.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Presión atmosférica normal: Es la presión ejercida por una columna de mercurio de 760mm/Hg en un lugar donde la aceleración de la gravedad es de 980.65 cm/s2 bajo estas condiciones la presión atmosférica tiene los siguientes valores.
PatmNormal= 1.0332278 kg/cm2 = 10332.278 Kg/m2 = 14.7 lb/pulg2 =760 mm de Hg (32˚F)= 34 ft de H2O (60˚F).
PatmCM= 0.795 Kg/cm2= 11.3 lb/pulg2
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Barómetro: Es el aparato que sirve para medir la presión del aire atmosférico.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Manómetro: Debido a que la presión en un recipiente se mide con un manómetro la presión que se mide con estos aparatos se llama presión manométrica o relativa.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Presión absoluta: Es la suma de la presión atmosférica mas al presión manométrica.
Pabs= Patm + Pman			 Pman= Pabs- Patm
Patm= Pabs – Pman
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Presión del vacio: Cuando la presión atmosférica es negativa se ve que hay un vacio; la presión de vacio se mide con un vacuo metro.
La presión siempre será positiva cuando esta sea mayor que la atmosférica.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Temperatura:
Es la forma de medir el estado térmico del cuerpo.
Es una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico.
La temperatura es una medida del calor o energía térmica de las partículas en una sustancia.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Termómetro: Es el aparato que nos permite medir la temperatura.
Escalas termométricas
Sistema métrico: Existen dos clases de temperatura la normal (t) que se mide en (˚C) y la absoluta (T) que se mide en (˚K).
TK= tc + 273.15
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Sistema internacional: Existen dos tipos de temperatura la normal (t) que se mide en (˚F) y la absoluta que se mide en (˚R).
TR= tF + 460
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
2.1.3. VARIABLES DE ESTADO.
Volumen: Podemos definir el volumen como el espacio ocupado por un cuerpo; por lo que sus unidades serán: [V]= SM→m3, cm3 SI→ft3, pulg3
Volumen específico [v]: Es la relación del volumen entre la unidad de masa
SM→m³/kg;cm³/kg 	SI→ft³/lb; in³/lb
2.1.4. FUNCIONES DE ESTADO.
Energía interna (E,U).-Es una forma de energía que poseen las substancias en virtud de su actividad molecular , es decir la energía interna se encuentra almacenada en los cuerpos debido a la actividad y configuración de sus moléculas, así mismo a la actividad de sus átomos.
VARIACIÓN DE ENERGÍA INTERNA (E,U).
Termodinámicamente no es necesario conocer la cantidad de calor total de la energía interna si no únicamente su variación de energía, la variación de energía interna es la diferencia de la energía interna final menos la energía interna inicial.
2.2. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA.
La primera ley de la termodinámica expresa simplemente el principio general de la conservación de la energía basado en el principio de Lavoisier. Este principio establece que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma y se transmite.
Este principio es aplicable en todas las formas de energía.
	
2.2. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA.
Por lo que puede establecerse la 1ª ley de la termodinámica de la siguiente forma.
“El calor puede ser transformado en trabajo mecánico y el trabajo mecánico en calor; existiendo un relación constante entre la cantidad de calor desaparecido y el trabajo producido.”
2.2. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA.
http://www.youtube.com/watch?v=J8P4j53SEK0
http://www.youtube.com/watch?v=dSpyTrpiZmc&feature=related
PROCESO.
Proceso. Al cambiar un sistema inicial de un estado ha otro se dice que ha sufrido una transformación lo cual se pude clasificar en:
Proceso. Al cambiar un sistema inicial de un estado ha otro se dice que ha sufrido una transformación lo cual se pude clasificar en:
PROCESO REVERSIBLE.
Proceso reversible. Si después de haber efectuado un proceso en un flujo como el medio que lo rodea puede volver a dos condiciones iníciales transformando nuevamente todos los componentes en su forma original.
PROCESO REVERSIBLE.
PROCESO IRREVERSIBLE.
Proceso irreversible. Cuando en un proceso ocurre una pérdida o ganancia de calor logra destituirse efectuando la transformación en sentido inverso, es decir no puede volver a las condiciones normales, se está mencionando que es un proceso irreversible.
Proceso irreversible. Cuando en un proceso ocurre una pérdida o ganancia de calor logra destituirse efectuando la transformación en sentido inverso, es decir no puede volver a las condiciones normales, se está mencionando que es un proceso irreversible.
PROCESO IRREVERSIBLE.
TRABAJO MECÁNICO.
Trabajo mecánico (W). 
El trabajo es energía en tránsito, es decir el trabajo no se puede almacenar en el sistema .Esta definición del trabajo en sentido termodinámico, es de naturaleza mucho más extensa que la tradicionalmente empleada en la mecánica 
TRABAJO POSITIVO.
Trabajo positivo. El trabajo lo efectúa el sistema contra el medio exterior.
TRABAJO NEGATIVO.
Trabajo negativo. El trabajo lo recibe el sistema del medio exterior es decir lo efectúa el medio exterior contra el sistema.
2.2.1. PROCESO ISOCÓRICO. 
Transformación a volumen constante. Cuando una masa m de gas se calienta manteniendo el volumen.
2.2.1. PROCESO ISOCÓRICO. 
http://www.youtube.com/watch?v=xIaP-x611sw
2.2.1. PROCESO ISOCÓRICO. 
Formulas:
Donde:
W = Trabajo realizado por el gas.
Q = Calor suministrado al gas.
U = Variación de energía interna.
H = Variación de entalpía.
S = Variación de entropía.
2.2.2. PROCESO ISOBÁRICO.
Evolución de un sistema termodinámico a presión constante. 
Formulas.
2.2.2. PROCESO ISOBÁRICO.
http://www.youtube.com/watch?v=8YT0x8TEjM0
2.2.2. PROCESO ISOBÁRICO.
2.2.3. PROCESO ISOTÉRMICO. 
Evolución reversible de un sistema termodinámico que transcurre a temperatura constante.
2.2.3. PROCESO ISOTÉRMICO. 
http://www.youtube.com/watch?v=aYRNgtOuTe4
2.2.4. PROCESO ADIABÁTICO. 
En termodinámica, cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia significativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste. Un ejemplo corriente es la emisión de aerosol por un pulverizador, acompañada de una disminución de la temperatura del pulverizador. La expansión de los gases consume energía, que procede del calor del líquido del pulverizador. El proceso tiene lugar demasiado rápido comopara que el calor perdido sea reemplazado desde el entorno, por lo que la temperatura desciende. El efecto inverso, un aumento de temperatura, se observa cuando un gas se comprime rápidamente. Muchos sistemas comunes, como los motores de automóvil, presentan fenómenos adiabáticos.
2.2.4. PROCESO ADIABÁTICO. 
http://www.youtube.com/watch?v=-a58WvewL-o
2.2.4. PROCESO ADIABÁTICO. 
Formulas:
2.3. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA.
La segunda ley de la termodinámica da una definición precisa de una propiedad llamada entropía. La entropía puede considerarse como una medida de lo próximo o no que se halla un sistema al equilibrio; también puede considerarse como una medida del desorden (espacial y térmico) del sistema. La segunda ley afirma que la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio. La naturaleza parece pues ‘preferir’ el desorden y el caos.
2.3. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA.
Puede demostrarse que el segundo principio implica que, si no se realiza trabajo, es imposible transferir calor desde una región de temperatura más baja a una región de temperatura más alta.
El segundo principio impone una condición adicional a los procesos termodinámicos. No basta con que se conserve la energía y cumplan así el primer principio.
2.3. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA.
http://www.youtube.com/watch?v=IsHRcd5D0hk&feature=related
http://www.youtube.com/watch?v=g5mcgr29CdY&feature=fvwrel
2.3.1. CAMBIO ENTRÓPICO EN LOS GASES IDEALES.
La entropía es en este caso una medida del orden (o desorden) de un sistema o de la falta de grados de restricción; la manera de utilizarla es medirla en nuestro sistema inicial, es decir, antes de remover alguna restricción, y volverla a medir al final del proceso que sufrió el sistema. 
2.3.1. CAMBIO ENTRÓPICO EN LOS GASES IDEALES.
Es importante señalar que la entropía no está definida como una cantidad absoluta S (símbolo de la entropía), sino lo que se puede medir es la diferencia entre la entropía inicial de un sistema Si y la entropía final del mismo Sf. No tiene sentido hablar de entropía sino en términos de un cambio en las condiciones de un sistema.
2.3.1. CAMBIO ENTRÓPICO EN LOS GASES IDEALES.
UNIDAD 3. ESTDO LIQUIDO.
UNIDAD 3. ESTDO LIQUIDO.
3.1. Propiedades del estado liquido.
3.1.1. Concepto de tensión superficial, viscosidad y densidad.
3.2. Punto critico y de equilibrio entre fases.
3.3. Influencia de la temperatura sobre la presión de vapor. 
3.4. Ecuación de Clausius-Clapeyron.
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
CONCEPTO DE LÍQUIDO.
Los líquidos tienen un volumen definido que es independiente de la forma y tamaño del recipiente que los contiene. 
http://pdfcast.org/pdf/el-estado-l-quido
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
La propiedad más sobresaliente del agua es que su forma sólida es menos densa que su forma líquida, un cubo de hielo flota en la superficie del agua en un vaso. Esta es virtualmente una propiedad única. La mayoría de las otras sustancias tienen una mayor densidad en el estado sólido que en el estado líquido.
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
http://100ciamaniasesiones.blogspot.mx/2009/07/estados-de-la-materia.html
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
La materia se presenta a temperatura ambiente en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Decimos que el agua es un líquido porque a temperatura ambiente ésta se presenta como tal.
http://www.youtube.com/watch?v=Q6kmnAR-rqg
http://www.youtube.com/watch?v=Qb75G--wTNc
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
El agua está constituida por moléculas que giran unas sobre otras en lo que conocemos como estado líquido. A medida que la temperatura aumenta, la velocidad de rotación se incrementa, las moléculas se expanden y separan transformándose en vapor. Es el típico burbujeo del agua al hervir; pasando del estado líquido al gaseoso, vale destacar que tanto en uno como en otro la forma esférica persiste, expande conservando su forma, los líquidos son esféricos por la cantidad de energía que acumulan. 
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
Existe un metal que a temperatura ambiente se comporta como líquido, el mercurio, éste si lo volcamos en un molde y lo enfriamos a temperaturas bajo cero, se endurecerá permaneciendo en esa forma durante el tiempo que se conserve la baja temperatura. 
http://www.lenntech.es/periodica/elementos/hg.htm
http://geco.mineroartesanal.com/tiki-download_wiki_attachment.php?attId=315
3.1. PROPIEDADES DEL ESTADO LIQUIDO.
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
Los efectos de la temperatura sobre la viscosidad de los fluidos son los siguientes: en un gas, si la temperatura aumenta, el intercambio molecular también aumentará (porque las moléculas se mueven más rápido a temperaturas más elevadas). La viscosidad de un gas, por lo tanto, aumenta con la temperatura. Según la teoría cinética de los gases, la viscosidad debería ser proporcional a la raíz cuadrada de la temperatura absoluta; en la práctica aumenta con mayor rapidez. 
http://www.youtube.com/watch?v=pVrasUd1_BE&feature=fvwrel
http://www.youtube.com/watch?v=xzjoLE4qtUo&feature=related
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
En un líquido se producirá un intercambio molecular similar a los desarrollados en un gas, pero existen otras importantes fuerzas de atracción y cohesivas entre las moléculas de un líquido (que se encuentran mucho más próximas entre sí que las de un gas).
Tanto el intercambio molecular como la cohesión contribuyen a la viscosidad de los líquidos. 
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
El efecto del aumento de la temperatura de un líquido consiste en la reducción de las fuerzas cohesivas mientras que al mismo tiempo aumenta la tasa de intercambio molecular. El primer efecto tiende a provocar una disminución del esfuerzo cortante, mientras que el segundo provoca su aumento. El resultado neto es que la viscosidad de los líquidos se reduce cuando aumenta la temperatura. Imaginemos una esfera de radio R que se desplaza a una velocidad U a través de un fluido de viscosidad m (llamado flujo de Stokes).
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
La fuerza de arrastre en dicha esfera será igual a: D = 6pmRU (p es pi = 3,1416).
Dado que cuando aumenta la temperatura, m aumenta en los gases y disminuye en los líquidos, la fuerza de arrastre hará lo mismo. En consecuencia, el aumento de la temperatura producirá la desaceleración de la esfera en los gases y su aceleración en los líquidos. 
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
A veces se dice que el hierro es mas pesado que la madera. En realidad esto no es cierto, puesto que es evidente que un gran tronco pesa mas que un clavo de hierro. Lo que se debería de decir es que el hierro es mas denso que la madera.
http://www.youtube.com/watch?v=XYqmB6YVJCs&feature=plcp
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
La densidad, ρ, de una sustancia (ρ es la letra minúscula griega rho) se define como su masa por unidad de volumen.
Donde
m= masa
V= volumen 
TABLA. Densidad del agua a diferentes Temperaturas.
	Temperatura ºC	Densidad kg/m3	Temperatura ºC	Densidad kg/m3
	0	999.84	45	990.22
	5	999.96	50	988.05
	10	999.70	55	985.70
	15	999.10	60	983.21
	20	998.20	65	980.57
	25	997.05	70	977.78
	30	995.65	75	974.86
	35	994.03	80	971.80
	40	992.21	85	968.62
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
La gravedad especifica de una sustancia sedefine como la razón entre la densidad de dicha sustancia y la densidad del agua a 4.0ºC. Puesto que la gravedad especifica (GE) es una razón, es un simple numero sin dimensiones o unidades.
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
Los conceptos de densidad y gravedad especifica son especialmente útiles en el estudio de los fluidos, porque no siempre se trata con un volumen o masa fijos.
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
La tensión superficial es una propiedad originada por las fuerzas de atracción entre las moléculas. Como tal, se manifiesta sólo en líquidos en una interfaz, casi siempre una interfaz liquido-gas. Las fuerzas entre las moléculas en la masa de un líquido son iguales en todas direcciones, y en consecuencia, ninguna fuerza neta es ejercida por las moléculas, sin embargo, en una interfaz las moléculas ejercen una fuerza que tiene una resultante en la interfaz. 
3.1.1. CONCEPTO DE TENSION SUPERFICIAL, VISCOSIDAD Y DENSIDAD.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
Esta fuerza mantiene una gota de agua suspendida en una varilla y limita el tamaño de la gota que puede ser sostenida. También provoca que las pequeñas gotas de un rociador o atomizador asuman formas esféricas. Asimismo puede desempeñar un papel significativo cuando dos líquidos inmiscibles (p. Ej., aceite y agua) se ponen en contacto.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
http://www.youtube.com/watch?v=jMn6JSqW8s8&feature=plcp
http://www.youtube.com/watch?v=5Ra74LIkajs
http://www.youtube.com/watch?v=FFmDPznsupk
TENSIÓN SUPERFICIAL.
La tensión superficial tiene unidades de fuerza por unidad de longitud, N/m (lb/ft). La fuerza generada por la tensión superficial es el resultado de una longitud multiplicada por la tensión superficial, la longitud utilizada es la longitud de fluido en contacto con un sólido, o la circunferencia en el caso de una burbuja.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
La FIGURA muestra la elevación de un liquido en un tubo capilar de cristal limpio a causa de la tensión superficial. El liquido forma un ángulo de contacto  con el tubo de cristal. Varios experimentos han demostrado que este ángulo para el agua y la mayoría de los líquidos en un tubo de cristal limpio es cero.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
TENSIÓN SUPERFICIAL
También existen casos en los que este ángulo es mayor que 90° (p.ej., el mercurio); tales líquidos experimentan un descenso capilar. Si h es el asenso capilar, D el diámetro,  la densidad y  la tensión superficial, h se determina igualando la componente vertical de la fuerza de tensión superficial al peso de la columna de líquido:
TENSIÓN SUPERFICIAL
VISCOSIDAD.
La viscosidad puede ser considerada como la pegajosidad interna de un fluido. Es una de las propiedades necesarias que influye en la potencia necesaria para mover una superficie aerodinámica a través de la atmósfera. Responde a las perdidas de energía asociadas con el transporte de fluidos en ductos, canales y tuberías. Además, la viscosidad desempeña un papel primordial en la generación de turbulencia. 
VISCOSIDAD.
VISCOSIDAD.
La velocidad de deformación de un fluido está directamente ligada a su viscosidad. Con un esfuerzo dado, un fluido altamente viscoso de deforma mas lentamente que un fluido de baja densidad. Considérese el flujo en la GRÁFICA 13 a) donde las partículas de fluido se mueven en la dirección x a diferentes velocidades, de modo que las velocidades de las partículas u varían en la coordenada y. Se muestran dos posiciones de partículas en diferentes instantes; obsérvese como se mueven las partículas una respecto a la otra.
VISCOSIDAD.
VISCOSIDAD.
Para un campo de flujo tan simple como ese, en el que u = u (y),la viscosidad  del fluido se define mediante la relación:
VISCOSIDAD.
Fluido sometido a esfuerzo cortante entre dos cilindros con una pequeña separación entre ellos: a) cilindro rotatorio; b)distribución de velocidad; c) cilindro interno. El cilindro externo esta fijo y el interno gira.
Donde  es el esfuerzo cortante y u es la velocidad en la dirección x. Las unidades de  son N/m2 o Pa (lb/ft2), y de  son Ns/m2. La cantidad du/dy es un gradiente de velocidad y puede ser interpretado como una velocidad de deformación.
VISCOSIDAD.
Donde du/dr es el gradiente de velocidad y u es la componente de la velocidad tangencial que depende sólo de r.
Para una pequeña abertura (h<<R), este gradiente puede ser representado de manera aproximada suponiendo una distribución de velocidad lineal en la abertura. Así pues
VISCOSIDAD.
Donde h es el ancho de al abertura. 
Por lo tanto se puede relacionar el par de torsión aplicado T con la viscosidad y los demás parámetros mediante la ecuación
VISCOSIDAD.
Donde se ha omitido el esfuerzo cortante que actúa en los extremos del cilindro; L representa la longitud del cilindro rotatorio. Obsérvese que el par de torsión depende directamente de la viscosidad, de este modo los cilindros podrían ser utilizados como viscosímetro, un dispositivo que mide la viscosidad de un fluido.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
En la GRÁFICA se muestra un diagrama de fases típico para equilibrios Líquido-Vapor. En base a las variables representadas en ambos ejes de coordenadas, este diagrama suele designarse como diagrama P-T (Presión-Temperatura). 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
El caso graficado representa la situación habitual para el equilibrio de fases de un componente puro (Sistema de un solo componente). Por lo tanto las conclusiones alcanzadas son aplicables al metano puro, al agua pura, al benceno puro o a cualquier otro compuesto individual.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
http://www.youtube.com/watch?v=W5x2C2RfDzk
En este diagrama se suelen marcar algunas zonas y puntos característicos:
La curva que termina en el punto "1" une los puntos de presión y temperatura en los que pueden coexistir la fase líquida y la fase gaseosa.
El punto identificado como "1" hace referencia a lo que se conoce como punto crítico del sistema. Representa la máxima temperatura y la máxima presión a la que pueden coexistir Gas y Líquido.
 
Las "zonas" identificadas con las letras "L" y "G" representan las áreas de este diagrama en que el sistema se encuentra como Gas o cómo Líquido.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
TRANSFORMACIONES EN CAMBIO DE FASE
Podemos representar cualquier estado de un sistema de un componente por un punto en un diagrama de dos dimensiones P-T, donde cada punto corresponde a una temperatura y presión definidas.
 Este diagrama se denomina diagrama de fases. Tomemos como ejemplo agua pura:
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Las siguientes gráficas muestran dos caminos termodinámicos alternativos para llevar un mismo sistema desde las condiciones correspondientes al punto "A" hasta las condiciones del punto "Z".
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
En el camino esquematizado en la GRÁFICA se realiza una compresión isotérmica, de modo que al cortar la curva de equilibrio Líquido-Vapor se observa el cambio de fase en el sistema. De este modo parece natural afirmar que, durante la compresión isotérmica,  partiendo del gas "A" se obtuvo el líquido "Z".
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
En el camino elegido en la GRÁFICA también se parte del punto "A" y se llega al punto "Z", pero se recorre un camino que implica un calentamiento isobárico (A-B), una compresión isotérmica (B-C), un calentamiento isobárico (C-D) y una expansión isotérmica (D-Z). Sin embargo, pese a que se alcanza el mismo estado final, en ningún momento se produce un cambio de fase.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Y todo esto nos lleva a un concepto que es fundamental en la caracterización del comportamiento de los reservorios de gas y petróleo: Un gas a alta presión tiene propiedades muy cercanasa las de un líquido. Entre otros fenómenos no habituales, esta característica conduce a la posibilidad de que un gas disuelva líquidos. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Podemos representar cualquier estado de un sistema de un componente por un punto en un diagrama de dos dimensiones P-T, donde cada punto corresponde a una temperatura y presión definidas.
 Este diagrama se denomina diagrama de fases. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Este es un diagrama de fase P-T para el agua pura. Las regiones de una fase son las áreas abiertas, y a lo largo de las líneas (excepto para el punto A) existen dos fases en equilibrio. Así, con liquido y vapor en equilibrio,  podemos variar T a cualquier valor a lo largo de la línea AC, pero una vez que se ha fijado T, P, que es la presión de vapor (de equilibrio) del agua liquida a la temperatura T, queda fijada. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
El punto de ebullición de un líquido a una presión dada P, es la temperatura a la que su presión de vapor de equilibrio se iguala a P. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor del liquido es 1 atm. La línea AC da el punto de ebullición del agua como una función de la presión.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Punto triple. En él, sólido, líquido y vapor están en equilibrio mutuo a una temperatura y presión definida. El punto triple del agua se usa como referencia para la escala de temperaturas termodinámicas.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
El punto de fusión de un sólido a una presión dada P es la temperatura a la que el sólido y el líquido están en equilibrio en dicha presión. La línea AD de la figura es la de equilibrio sólido-líquido para el agua y da el punto de fusión del hielo como una función de la presión. Nótese que el punto de fusión del hielo decrece lentamente cuando la presión aumenta. El punto de hielo a 0°C, es la temperatura de equilibrio de hielo y agua líquida saturada de aire a 1atm de presión. Para una sustancia pura, el punto de congelación del líquido a una presión dada es igual al punto de fusión del sólido.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
Punto crítico. La temperatura y la presión en este punto se llaman temperatura crítica y presión crítica, Tc y Pc. Para el agua, Tc = 374°C y Pc = 218 atm. La línea líquido-vapor en un diagrama de fases P-T termina en un punto crítico. Por encima de Tc no hay distinción entre líquido y vapor.
3.2. PUNTO CRÍTICO Y EQUILIBRIO ENTRE FASES. 
CAMBIOS DE FASE.
También podemos plantear los cambios de fase en términos de los efectos de la entalpía y la entropía. Se cumple que la variación de entalpía favorece al líquido, que tiene una entalpía menor que el gas, debido a las atracciones intermoleculares del líquido. La variación de entropía favorece al gas, que tiene una entropía mayor. 
CAMBIOS DE FASE.
CAMBIOS DE FASE.
A baja temperatura, la variación de entalpía domina y el líquido es mas estable que el gas. A alta temperatura, la variación de entropía domina y el gas es mas estable. La mayor estabilidad del gas a baja presión es un efecto de la entropía. 
CAMBIOS DE FASE.
CAMBIOS DE FASE.
Para una transformación de fases reversible, un mol de una sustancia experimenta una variación de entropía expresable como:
CAMBIOS DE FASE.
En donde  Q  o l12  es el calor absorbido o cedido por un mol de la sustancia, según el caso, al pasar integralmente de una fase a otra y T la temperatura característica a que se produce dicho cambio.
De la primera ley de la termodinámica se tiene:
que aplicado a la transformación anterior (P=cte.), nos conduce a
CAMBIOS DE FASE.
Que aplicado a la transformación anterior (P=cte.), nos conduce a
Es decir el calor total intercambiado para producir el cambio de fase queda expresado mediante la variación de entalpía experimentada por la sustancia.
CAMBIOS DE FASE. 
Fases son los estados de la materia que pueden existir en equilibrio y en contacto térmico simultáneamente. Los cambios de fase ocurren cuando algunas de las variables utilizadas en la descripción macroscópica (P,V,T) cambian bajo ciertas condiciones de equilibrio; ya sea por agentes externos o internos.
CAMBIOS DE FASE.
CAMBIOS DE FASE.
La descripción del fenómeno desde el punto de vista termodinámico lleva a utilizar la temperatura y presión como variables; los cuales permanecen constantes durante la transición. La entropía y el volumen son variables durante el proceso. Además, debido a que se realizan bajo condiciones de equilibrio termodinámico, los cambios de fase son reversibles.
CAMBIOS DE FASE.
Un punto ordinario de una transición de fase en un diagrama de estado no es únicamente una singularidad matemática de las cantidades termodinámicas de una sustancia. Para cada fase existen desigualdades que no son violadas en ese punto.
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
PUNTO DE EBULLICIÓN.
Temperatura a la cual se produce la transición de la fase líquida a la gaseosa. En el caso de sustancias puras a una presión fija, el proceso de ebullición o de vaporización ocurre a una sola temperatura; conforme se añade calor la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido ha hervido.
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
http://www.youtube.com/watch?v=GKR87fvfKSA
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
El punto normal de ebullición se define como el punto de ebullición a una presión total aplicada de 101.325 kilo pascales ( 1 atm); es decir, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. El punto de ebullición aumenta cuando se aplica presión. 
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; ésta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo (4.2 K) de los correspondientes a cualquier sustancia, y el carburo de tungsteno, uno de los más altos (6300 K).
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la energía cinética de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar.
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
Al llegar al punto de ebullición la mayoría de las moléculas es capaz de escapar desde todas partes del cuerpo, no solo la superficie. Sin embargo, para la creación de burbujas en todo el volumen del líquido se necesitan imperfecciones o movimiento, precisamente por el fenómeno de la tensión superficial. Un liquido puede calentarse pasado su punto de ebullición. En ese caso se dice que es un liquido "sobrecalentado". En un liquido súper calentado, una pequeña perturbación provocara una ebullición explosiva del liquido. 
3.3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA PRESIÓN DE VAPOR.
	Altura	Temperatura ebullición	
	m	K	ºC
	0	373.2	100.0
	50	373.1	99.9
	100	372.9	99.7
	200	372.5	99.4
	300	372.2	99.0
	400	371.8	98.7
	500	371.5	98.3
	600	371.1	98.0
	700	370.8	97.6
	800	370.4	97.3
	900	370.1	96.9
	1000	369.7	96.6
	1100	369.4	96.2
	1200	369.0	95.9
	1300	368.7	95.6
	1400	368.4	95.2
	1500	368.0	94.9
	1600	367.7	94.5
	1700	367.3	94.2
	1800	367.0	93.8
	1900	366.7	93.5
PRESIÓN DE VAPOR.
La presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es la presión a la que a cada temperatura las fases liquida y vapor se encuentranen equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado.
DIAGRAMAS DE FASE.
Los diagramas de fases son la manera gráfica de describir los efectos de la presión y la temperatura en las fases de una sustancia.
Las curvas indican las condiciones de temperatura y presión en las cuales se presenta el equilibrio entre las diferentes fases en que una sustancia puede existir.
La curva de la presión de vapor es la frontera entre los estados líquido y gaseoso de una sustancia 
DIAGRAMAS DE FASE.
DIAGRAMAS DE FASE.
Para una temperatura dada, nos dice la presión de vapor de la sustancia. 
La presión de vapor termina en un punto crítico.
La temperatura por encima de la cual el gas no podrá ser licuado independientemente de la presión aplicada, donde la energía cinética es demasiado grande para que las interacciones atractivas puedan vencerla, sin importar la temperatura aplicada.
DIAGRAMAS DE FASE.
La línea entre las fases sólida y gaseosa indica la presión de vapor del sólido y las temperaturas a las que sublima. 
La línea entre las fases líquida y sólida indica la temperatura de fusión del sólido como función de la presión.
DIAGRAMAS DE FASE.
Para la mayoría de las sustancias, el sólido es más denso que el líquido. 
Un incremento en la presión, usualmente favorecería la fase sólida por ser más densa. 
Usualmente se necesitan temperaturas mayores para fundir la fase sólida a presiones mayores.
DIAGRAMAS DE FASE.
El punto triple es aquellas condiciones particulares de presión y temperatura donde coexisten en equilibrio las tres fases de una sustancia 
DIAGRAMAS DE FASE.
Las regiones que están fuera de las líneas, representan condiciones de temperatura y presión donde únicamente está presente una fase. 
DIAGRAMAS DE FASE.
DIAGRAMAS DE FASE.
Los gases se encuentran en condiciones de temperatura alta y presión baja. 
Los sólidos se presentan preferentemente en condiciones de alta presión. 
DIAGRAMA DE FASES DEL AGUA.
El estado sólido del agua (hielo) es menos denso que el estado líquido, entonces el estado líquido es más compacto que el sólido.
DIAGRAMA DE FASES DEL AGUA.
Al incrementar la presión se favorecerá la compactación de las moléculas, es decir, se favorecerá el estado líquido. 
Es decir, al incrementar la presión se disminuirá la temperatura a la cual el sólido funde.
Las pendientes de la curva de fusión se inclina a la izquierda, a diferencia de la mayoría de los compuestos. 
A los 100 °C la presión de vapor del agua es de 760 torr o 1 atm, de manera que a esta temperatura el agua hierve si está a 1 atm de presión. 
A presiones por debajo de los 4.58 torr, el agua estará presente ya sea como gas o como sólido y no se presentará como líquido.
DIAGRAMA DE FASES DEL AGUA.
3.4.ECUACIÓN DE CLAUSIUS-CLAPEYRON.
Claussious (1822-1888). Físico alemán que trabajó en la naturaleza de los electrolitos, introduciendo la idea de los iones libres. En 1851 fijó el cero absoluto de la temperatura a 275.15° K y en 1857 puso las bases de la teoría cinética. Desarrollo el principio de Carnot, que define categorías de la energía y expresa su progresiva degradación. En 1865 introdujo el concepto de la entropía.
3.4.ECUACIÓN DE CLAUSIUS-CLAPEYRON.
La ecuación del gas ideal describe cómo se comportan los gases, pero no explica porqué se comportan de esa manera. Para comprender las propiedades físicas de los gases, necesitamos un modelo que nos ayude a describir el comportamiento de las partículas del gas en condiciones experimentales con cambios en la presión o la temperatura. Este tipo de modelo se conoce como teoría cinética-molecular, desarrollada por Rudolf Claussius.
La teoría cinético-molecular se resume en:
Los gases se componen de un gran número de moléculas que se encuentran en movimiento continuo y desordenado.
El volumen de las moléculas del gas es despreciable comparado con el volumen total del contenedor.
Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas del gas son despreciables.
La energía puede transferirse de una molécula a otra durante los choques, pero el promedio de la energía cinética no cambia, si la temperatura del gas permanece constante (Choques elásticos).
La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta.
La teoría cinético-molecular se resume en:
TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR.
La teoría cinético-molecular permite conocer la presión y la temperatura a nivel molecular.
Las relaciones entre la energía cinética promedio y la temperatura que se obtiene de la teoría cinética-molecular esta dada por la ecuación.
TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR.
En donde N es el número de Avogadro, R es la constante del gas ideal y T es la temperatura absoluta.
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Claussius perfecciono un método para evaluar un sistema cerrado que funcione como maquina térmica. El sistema recibe las cantidades de calor Qs1 y Qs2 a la temperatura T1 y T2, respectivamente. El sistema produce un trabajo Ws y cede un calor Qs3 a la temperatura T3. Todos los procesos se suponen reversibles. El trabajo que efectúa el sistema impulsa dos maquinas de Carnot, A y B, las cuales actúan como bombas térmicas. Claussius supuso que el sistema produce una cierta irreversibilidad.
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
La energía que entra en las depósitos térmicos I y II es igual que la energía saliente; por lo tanto,
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Como las maquinas de Carnot son reversibles, todo el trabajo que sale del sistema, puede ser utilizado por ellas como trabajo de entrada:
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
El sistema cede un calor QS3. Puesto que todos los procesos son reversibles,
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Consideremos que el sistema actúa en forma irreversible, haciendo que el calor cedido sea mayor que el calor reversiblemente suministrado a las maquinas de Carnot:
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Las ecuaciones de calor anteriores pueden combinarse dando como resultado:
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Al analizar la maquina de Carnot A encontramos que:
De la eficiencia termodinámica de la maquina,
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Por consiguiente,
y en forma análoga, para el caso de la máquina B.
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
Consideremos la suma algebraica correspondiente al calor que entra y sale del deposito T3 (resumidero). Admítase que es negativo el calor QS3 que entra a dicho resumidero (ya que es el que sale del sistema), y sean positivos los calores QA3 y QB3 (ya que son entrantes al sistema). La suma de estos calores será:
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
De la ecuaciones anteriores
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
La ecuación anterior se desarrollo para tres depósitos térmicos. Conforme aumenta el número de depósitos térmicos, disminuye el calor transferido a cada uno de ellos. Si tomamos el límite a medida que n tiende a infinito, entonces el calor se vuelve infinitesimal, y 
DESIGUALDAD DE CLAUSSIUS.
La ecuación anterior se conoce como desigualdad de Claussius.
ECUACIÓN DE CLAPEYRON.
La ecuación de Clapeyron, permite determinar el cambio de entalpía durante un cambio de fase, midiendo la vaporización del volumen, la temperatura y la pendiente en la grafica de la presión del vapor. La ecuación es la siguiente:
http://www.youtube.com/watch?v=LT0e2tszZ70
ECUACIÓN DE CLAPEYRON.
Donde
h = entalpía
 = volumen especifico
T = temperatura
P = presión
fg = fase de líquido saturado hasta la de vapor saturado
ECUACIÓN DE CLAPEYRON.
Si suponemos que el volumen especifico del vapor es mucho mayor que el del líquido, y se utiliza la ley del gas ideal para determinar el volumen especifico del vapor, la entalpía de vaporización podrá determinarse fácilmente. Supongamos que 
ECUACIÓN DE CLAPEYRON.
Entonces
O bien
UNIDAD 4. APLICACIÓN A PROCESOS TECNOLOGICOS.
UNIDAD 4. APLICACIÓNA PROCESOS TECNOLOGICOS.
4.1. Circuitos impresos.
4.1.1. Procesos de fabricación.
4.1.2. Métodos de impresión (fotográfico, serigráfico y directo) y métodos de erosión.
4.2. Circuitos integrados.
4.2.1. Procesos de fabricación para circuitos: monolíticos, peliculares e híbridos.
4.3. Propiedades elásticas de los materiales .
4.3.1. Definición de esfuerzo y deformación a través del enlace químico.
UNIDAD 4. APLICACIÓN A PROCESOS TECNOLOGICOS.
4.3.2. Ley de Hooke.
4.3.3. Módulo de Young.
4.1. PROCESOS DE FABRICACIÓN DE CIRCUITOS IMPRESOS.
FABRICACIÓN DE DISPOSITIVOS SEMICONDUCTORES Y DE CIRCUITOS INTEGRADOS.
Un circuito integrado es de aproximadamente 1mm de espesor y de unos cuantos milímetros por lado, el circuito electrónico real penetra aproximadamente solo 10 mm en el interior de la superficie cristalina , el restante 99% de la profundidad actúa simplemente como sustrato de soporte.
FABRICACIÓN DE DISPOSITIVOS SEMICONDUCTORES Y DE CIRCUITOS INTEGRADOS.
FABRICACIÓN DE DISPOSITIVOS SEMICONDUCTORES Y DE CIRCUITOS INTEGRADOS.
La fabricación de circuitos integrados, se basa en una secuencia de pasos de foto enmascarado, difusión, implantación iónica, oxidación y crecimiento epitaxial aplicado a una “rodaja” de silicio llamada oblea.
FABRICACIÓN DE DISPOSITIVOS SEMICONDUCTORES Y DE CIRCUITOS INTEGRADOS.
La mayor parte de los circuitos integrados son fabricados a partir de silicio, aunque otros materiales como el arseniuro de galio y otros compuestos del grupo III-V, con probabilidad jugaran en el futuro papeles de importancia.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Es una técnica para insertar de forma directa átomos de impurezas en una oblea de silicio. La oblea se coloca en una cámara de vacío y se dirige a alta velocidad hacia la muestra de las especies deseadas de impurezas.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Estos iones penetran la superficie de la oblea de silicio a una profundidad promedio desde menos de 0.1m hasta aproximadamente 0.6m, dependiendo de la velocidad con la cual golpeen la muestra. La oblea a continuación se conserva a una temperatura moderada durante un periodo de tiempo (por ejemplo, 800°C durante 10 minutos) a fin de permitir que los iones se hagan móviles y se coloquen en la estructura cristalina. 
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Esto se conoce como un paso de templado y resulta esencial para permitir la reparación de cualquier daño al cristal causado por la implantación. Las ventajas de la implantación iónica son que se pueden depositas pequeñas cantidades de impurezas en forma reproducible, la cantidad de impurezas depositadas por unidad de superficie pueden ser controladas en forma precisa, además, el deposito puede ser llevado acabo de una forma muy uniforme en la superficie de Método pelicular.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Sobre la superficie de la oblea también se depositan películas delgadas de diferentes materiales, para que actúen capas temporales de enmascaramientos durante la implantación iónica, durante el dopado térmico, y durante otros pasos del proceso de fabricación. 
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Estas películas delgadas también pueden servir como contactos óhmicos, como interconexiones entre contactos, y como aislador separando interconexiones multiniveles. Un método de depósito especifico esta asociado con cada tipo de película.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
La evaporación al alto vació, por ejemplo, es utilizada para crear películas de metal como el aluminio y el oro. En este proceso el metal es calentado hasta que se evaporé. El vapor del metal a continuación se condensa sobre la superficie mas fría de la oblea, formando una capa de película delgada. 
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
La fuente del calor puede ser un filamento calentado resistivamente, un crisol de grafito calentado por inducción a partir de una bobina de radiofrecuencia, o un rayo láser enfocado sobre un objetivo hecho de metal a depositarse. También se utiliza la dispersión para crear películas y resulta útil para prácticamente todos los materiales , incluyendo los aisladores.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
La dispersión se lleva acabo en una cámara de vacío, que contiene un objetivo hecho del material a depositarse. El objetivo se carga negativamente a varios cientos de Volts con respecto a la oblea.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
Se introduce un gas inerte, como el argón, y se ioniza. Los iones positivos bombardean al objetivo, desalojando átomos del material del objetivo. Esto átomos desalojados emigran y se adhieren a la superficie de la oblea.
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
Por muchos años el ataque químico húmedo fue el único método de disolver y eliminar materiales de la superficie de la oblea. Aunque procesos mas modernos han remplazado la mayor parte de los procesos de grabado, una reacción común aun en uso implica la disolución del oxido de silicio mediante ácido fluorhídrico diluido (HF).
4.1.1. MÉTODO FOTOGRÁFICO.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
La utilización de esta reacción permite el dopado selectivo de áreas de la superficie de la oblea. El procedimiento comienza haciendo crecer una capa de oxido sobre toda la superficie de la oblea,, a continuación se cubre la superficie de oxido con una capa de enmascaramiento.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
La mascara de enmascaramiento se forma según el patrón mediante litografía y después se revela para exponer el oxido solo en aquellas áreas de la oblea subyacente que debe ser dopada. La solución HF reacciona más rápidamente con el SiO2 expuesto que con el material de la capa de enmascaramiento, permitiendo que el HF grabe la capa de oxido sobre las áreas definidas lito gráficamente.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
El proceso de grabado químico no ataca el silicio no oxidado, por lo que el grabado del oxido se detiene en la superficie del silicio. Este proceso por lo tanto deja expuesta la superficie del silicio sobre áreas seleccionadas litográficamente; otras áreas se mantienen cubiertas por la capa del enmascaramiento y el oxido.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
http://www.electronicosonline.com/2005/07/15/Buscan-mejorar-fotomascaras-EUV/?imprimir=true
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
Si la oblea posteriormente es sujeta a dopado, solamente se doparan las áreas del silicio expuestas. El ataque por plasma es útil sustituto al ataque liquido. En este proceso gaseoso, las obleas se colocan en una cámara de vacío y los reactivo se introducen a baja presión en presencia de un campo de radiofrecuencia.
4.1.2. MÉTODO SERIGRAFICO.
Las moléculas reactivas son parcialmente disociadas e ionizadas por el campo, creando fragmentos moleculares extremadamente reactivos. En un ataque iónico reactivo, los iones son acelerados hacia adentro de la superficie de la oblea. Este proceso produce un grabado vertical, que avanza a una velocidad mucho más rápida que el gravado horizontal, resultando en aperturas con paredes abruptas con el área de la apertura igual a la de la mascarilla.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Un solo circuito integrado es fabricado simultáneamente con muchos circuitos idénticos, en una sola oblea cristalina, de un espesor de 1mm y de mayor diámetro. Después de su procesamiento, los circuitos integrados individuales son separados cortándolos de la oblea en un paso que se conoce como recortado o fragmentación.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Sobre la oblea se crean regiones fuertemente dopadas o impurificadas para que sirvan de trayectorias conductoras y como sitios para conexiones externas, en tanto que las regiones dopadas de manera moderada formaran los resistores. 
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Se producen las uniones pn (la adición de pequeñas concentraciones de impurezas de tipo n o de tipo p –electrones en el caso del tipo n, yhuecos en el caso del tipo p- a una muestra cristalina de silicio tiene el efecto de aumentar el numero de portadores mayoritarios y reducir el numero de portadores minoritarios. )dopando regiones adyacentes de microcircuitos con donadores y aceptadores.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Algunas uniones pn son utilizadas como diodos o como partes de transmisores BJT y de MOSFET, en tanto otras se utilizan como barreras de aislamientos para evitar conducción entre regiones adyacentes del circuito integrado. A menudo en el circuito integrado se agregan conductores para formar contactos eléctricos, interconexiones de circuitos y electrodos de capacitor.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
BJT
 MOSFET
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Sobre la superficie de la oblea se hacen crecer materiales dieléctricos como oxido de silicio y nitruro de silicio, capas gruesas de estos se utilizan para aislar capas conductoras subyacentes o para crear capas de enmascaramiento para modificaciones selectivas de la oblea subyacente durante su fabricación, formándolas y eliminándolas varias veces durante una secuencia de fabricación.
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
OXIDO DE SILICIO
NITRURO DE SILICIO
4.1.3. MÉTODO DIRECTO.
Durante una secuencia de fabricación una oblea se limpia varias veces, debido a que las impurezas no deseadas pueden causar defectos cristalinos o cambias significativos en la conductividad de la misma.
CRECIMIENTO EPITAXIAL.
A menudo los circuitos integrados se fabrican dentro de la capa superior de un semiconductor extremadamente puro que se deposita químicamente sobre la superficie de la oblea mediante un proceso llamado crecimiento epitaxial. 
La utilización de una capa de crecimiento epitaxial reduce algunos de los requisitos más severos de la pureza de la oblea adyacente. 
CRECIMIENTO EPITAXIAL.
CRECIMIENTO EPITAXIAL.
Una capa se considera epitaxial, si posee la misma estructura cristalina que el sustrato; esta condición es necesaria para un funcionamiento optimo del circuito. Utilizando un proceso conocido como haz molecular, es posible construir una capa epitaxial de un semiconductor sobre un sustrato fabricado con un semiconductor distinto.
CRECIMIENTO EPITAXIAL.
CRECIMIENTO EPITAXIAL.
La epitaxia de haz molecular también permite la creación de estructuras cristalinas superpuestas hechas a la medida, en la cual se depositan estructuras cristalinas complejas de una capa atómica a la vez.
OXIDACIÓN.
Las películas de oxido son utilizadas para fabricar dispositivos y también capas temporales de enmascaramiento, en los pasos intermedios de fabricación.
OXIDACIÓN.
El conocimiento del proceso de oxidación, principalmente del silicio, le ha dado al fabricante de circuitos integrados la capacidad de controlar con precisión el espesor de las capas de oxido en toda lo oblea.
OXIDACIÓN.
Una propiedad adicional útil de las capas de iones implantados es que, a diferencia de las capas difundidas, se puede hacer en el pico de perfil de concentración de impurezas ocurra por debajo de la superficie del silicio.
PROCESOS DE FABRICACIÓN DE CIRCUITOS IMPRESOS.
http://electronicapascual.com/blog/?p=128
4.2. CIRCUITOS INTEGRADOS.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
El termino monolítico se deriva de una combinación de palabras griegas, monos, que significa solo, y lithos que significa piedra, lo que en combinación da como resultado una traducción literal de piedra única, más adecuadamente, una estructura sólida.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
http://www2.uah.es/vivatacademia/anteriores/n39/docencia.htm
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
Como lo implica este término descriptivo, el CI monolítico esta construido con una sola oblea de material semiconductor. Se pueden obtener obleas tan delgadas como 1/1, 000 pulgadas usando un proceso de corte o rebanado. La mayor parte de la oblea actuará simplemente como estructura de soporte para el CI resultante muy delgado.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
Una mascarilla tiene la apariencia de un negativo por medio del cual pueden implantarse las impurezas mediante iones (a través de las áreas claras) en la oblea de Silicio. El actual proceso de implantación de iones para cada fase es similar al que se aplica en la fabricación de transistores por difusión.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
La última mascarilla de la serie controlara la colocación del patrón conductor que interconecta los diversos elementos. Luego la oblea pasa por varios procedimientos de prueba, es fragmentada y separada en microcircuitos individuales, encapsulada y ensamblada. Una oblea puede ser de 4 a 8 pulgadas de diámetro.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
El tamaño de cada microcircuito determinará, por supuesto, la cantidad de circuitos individuales que resulte de una sola oblea.
La difusión selectiva necesaria en la formación de los diversos elementos activos y pasivos de un circuito integrado se logra mediante el uso de mascarillas.
CIRCUITOS INTEGRADOS MONOLÍTICOS.
Las áreas claras son las únicas por las que pueden pasar las impurezas donadoras y aceptadoras. Las áreas obscuras bloquean la difusión de impurezas, en forma parecida a una sombra que impide que la luz del sol cambie el pigmento de la piel.
http://es.goldenmap.com/Circuito_integrado
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
Las características, propiedades y apariencias generales de los circuitos integrados de película delgada y gruesa son similares, aunque muchos difieren en muchos aspectos de los circuitos integrados monolíticos. 
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
No se forma dentro de una oblea semiconductora sino sobre la superficie de un sustrato aislante, como un vidrio o un material cerámico adecuado. Además, solamente se forman elementos pasivos (resistencias capacitores) por medio de técnicas de película delgada o gruesa en la superficie aislante. 
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
Después de que se forman los elementos pasivos, los elementos activos (transistores, diodos) se añaden como elementos discretos sobre la superficie de la estructura. Los dispositivos activos discretos se producen la mayoría de las veces gracias al proceso monolítico.
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
La principal diferencia en las técnicas de película delgada y gruesa es el proceso empleado para formar los componentes pasivos y el patrón de conducción metálica. 
El circuito de película delgada aprovecha una técnica de evaporación o de dispersión por cátodo, y el circuito de película gruesa empleada técnicas de serigrafía.
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
En general los componentes pasivos de los circuitos integrados de película pueden formarse con un amplio rango de valores y tolerancias, en comparación con los monolíticos.
El costo de los circuitos integrados de película con una gran cantidad de elementos es también considerablemente mayor que el de los circuitos integrados monolíticos.
CIRCUITOS INTEGRADOS DE PELÍCULA GRUESA Y PELÍCULA DELGADA.
CIRCUITOS INTEGRADOS HÍBRIDOS.
El termino circuito integrado híbrido se aplica a una amplia variedad de circuitos integrados formados por varios microcircuitos, y también en aquellos formados por una combinación de las técnicas de película y de monolítico. 
CIRCUITOS INTEGRADOS HÍBRIDOS.
CIRCUITOS INTEGRADOS HÍBRIDOS.
Un circuito integrado por varios microcircuitos emplea las técnicas de monolítica o de película para crear los diversos componentes, o juegos de circuitos individuales, que luego se interconectan sobre un sustrato aislante y son encapsulados juntos.
UNIDAD 5. IMPACTO AMBIENTAL.
UNIDAD 5. IMPACTO AMBIENTAL.
5.1. Contaminación ambiental.
5.1.1. Contaminación del aire.
5.1.2. Contaminación del agua.5.1.3. Contaminación del suelo.
5.1.4. Residuos peligrosos.
5.2. Legislación ambiental.
5.2.1. Ley General del Equilibrio Ecológico y la Protección al Ambiente (LGEEPA), 1996 y sus modificaciones. 
5.3. Impacto ambiental generado por la industria. 
5.1. CONTAMINACIÓN AMBIENTAL.
La contaminación es un cambio perjudicial en las características físicas, químicas o biológicas de nuestro aire, nuestra tierra o nuestra agua, que puede afectar o afectará nocivamente la vida humana o de las especias beneficiosas, nuestros procesos industriales, nuestras condiciones de vida y nuestro acervo cultural, o que puede malgastar y deteriorar, nuestros recursos de materias primas. 
5.1. CONTAMINACIÓN AMBIENTAL.
EL COSTO DE LA CONTAMINACIÓN.
El costo de la contaminación se mide en 3 formas:
La pérdida de recursos a causa de una explotación innecesariamente antieconómica, ya que, según la expresión del informe de la Academia Nacional, la “contaminación es a menudo un recurso fuera de lugar”.
EL COSTO DE LA CONTAMINACIÓN.
http://www.ecologiaverde.com/category/contaminacion/
EL COSTO DE LA CONTAMINACIÓN.
El costo de la supresión y el control de la contaminación, mientras la limpieza de las aguas negras y los desechos (desperdicios) es actualmente la más cara, el costo de la supresión de los desechos mucho más venenosos de los vehículos de motor y la producción de energía se calcula que se multiplicará por 100 en los próximos 30 años.
EL COSTO DE LA CONTAMINACIÓN.
El costo en salud humana.
FUENTES DE CONTAMINACIÓN QUE DETERIORAN EL AMBIENTE.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Las sustancias radiactivas son peligrosas porque una exposición prolongada a su radiación daña a los organismos vivos, y las sustancias retienen la radiactividad durante mucho tiempo. Este tipo de residuos no se elimina, se almacena dentro de contenedores en lugares protegidos. 
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Radiactividad
http://eltamiz.com/2008/02/05/falacias-las-sustancias-radiactivas-brillan/
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Se han estado almacenando en fosas marinas, pero este método no permite recuperar lo depositado ni controlar el estado de los contenedores.
Otros métodos más adecuados son el almacenamiento en silos de hormigón o en formaciones geológicas profundas, aunque ninguno es del todo fiable a largo plazo.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Las sustancias radiactivas (es decir, materiales que contienen radio nucleídos) han entrado o están entrando en el medio marino costero, directa o indirectamente, como resultado de una diversidad de actividades y prácticas humanas como la producción de energía, la reelaboración de combustible, las operaciones militares, los ensayos nucleares, las aplicaciones médicas y otras operaciones relacionadas con el manejo y la eliminación de desechos radioactivos, así como la elaboración de materiales naturales mediante procesos industriales. 
SUSTANCIAS RADIACTIVAS.
http://www.eletronuclear.gov.br/internacional/TheCompany/tabid/145/language/es-ES/Default.aspx
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Podemos considerar que los dos principales tipos de vertido radiactivo al mar, de origen industrial, son los siguientes:
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Vertidos de las centrales nucleares productoras de energía térmica: se trata de los productos de activación, generalmente liberados al medio en pequeñas cantidades, resultantes de la purga de los circuitos, de ciertos defectos de impermeabilidad difícilmente eludibles, etc., y los productos de fisión.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Vertidos de las fábricas de tratamiento de los combustibles irradiados: son esencialmente los vertidos resultantes del tratamiento de las barras de uranio irradiadas, que son lo suficientemente ricos en uranio 235 como para ser utilizadas como combustible.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS.
http://francisthemulenews.wordpress.com/2012/03/08/se-detectan-trazas-de-plutonio-de-fukushima-a-30-km-de-distancia-segun-un-articulo-publicado-en-scientific-reports/
SUSTANCIAS RADIACTIVAS. 
Los reactores utilizados en la propulsión de los barcos, los desechos sumergidos en alta mar dentro de contenedores que transcurrido cierto tiempo pueden dejar escapar una parte de su carga, los aportes de los ríos que drenan los productos radiactivos de las instalaciones continentales, las pruebas de armas nucleares y los accidentes que pueden ocurrir en las instalaciones nucleares.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS.
http://desarrolloydefensa.blogspot.mx/2011/09/la-propulsion-nuclear-en-buques.html
AGUAS RESIDUALES. 
Las aguas residuales tienen un origen doméstico, industrial.
 
Las aguas residuales domésticas son el resultado de actividades cotidianas de las personas. La cantidad y naturaleza de los vertidos industriales es muy variada, dependiendo del tipo de industria, de la gestión de su consumo de agua y del grado de tratamiento que los vertidos reciben antes de su descarga. 
AGUAS RESIDUALES.
AGUAS RESIDUALES.
La descarga inadecuada de aguas residuales domésticas en medios de agua dulce y costeros puede dar lugar a diversos problemas: 
AGUAS RESIDUALES.
Agentes patógenos que pueden causar problemas a la salud humana, por la exposición en aguas residuales.
Sólidos en suspensión.
Aportes considerables de nutrientes.
Demanda bioquímica de oxígeno (DBO).
Problemas culturales como los tabúes que prevalecen en algunas zonas.
AGUAS RESIDUALES.
http://www.geeaguasresiduales.com/AguasResidualesUrbanas/tabid/65/language/es-MX/Default.aspx
AGUAS RESIDUALES.
AGUAS RESIDUALES.
Plásticos y otros desechos marinos.
Efectos en la población de ecosistemas.
Metales pesados y otros sustancias tóxicas, como los hidrocarburos, en los casos en que fuentes industriales hayan descargado efluentes en los sistemas municipales de recolección.
AGUAS RESIDUALES.
AGUAS RESIDUALES.
Los efectos ambientales asociados con las descargas de aguas residuales domésticas suelen ser locales, con consecuencias transfronterizas en ciertas áreas geográficas. Los problemas relacionados con las aguas residuales en las zonas costeras del mundo entero presentan un gran número de características comunes.
AGUAS RESIDUALES.
La composición de las aguas residuales se analiza con diversas mediciones físicas, químicas y biológicas. Las mediciones más comunes incluyen la determinación del contenido en sólidos, la demanda bioquímica de oxígeno (DBO5), la demanda química de oxígeno (DQO), y el pH.
AGUAS RESIDUALES.
ACEITES.
Los aceites pueden ser tóxicos para la vida acuática cuando son ingeridos o absorbidos por vía cutánea o por branquias; pueden interferir con los sistemas respiratorios; ensuciar la piel, plumas; asfixiar a comunidades acuáticas y destruir hábitats. En la costa hay ciertos hábitats especialmente vulnerables y sensibles a este tipo de contaminación.
ACEITES.
http://www.concienciaclimatica.org/index-2.html
ACEITES.
Estos incluyen los corales, las marismas y los manglares. La contaminación por crudo también puede ser muy dañina para  los centros recreativos, como las playas y los centros de deporte acuáticos; afectar a la calidad de los alimentos marinos y, contaminar el suministro de agua.
BASURA.
La basura, en particular los materiales plásticos, amenaza la vida marina siendo causa de enmarañamientos, asfixia u objeto de ingestión, además de estropear el paisaje de las zonas marinas y costera, como se reconoce en forma generalizada, con los consiguientes perjuicios para el turismo y la estética en general.
BASURA.
BASURA.
Se entiende por basura todo material sólido persistente, manufacturado o elaborado, que se desecha, elimina o abandona en el medio marino y costero.
BASURA.
La basura que contamina el medio marino y costero procede de muchas fuentes. Entre ellas se destacan los vertederos poco controlados o ilegales, próximos a  ríos y zonas costeras, la basura de las comunidades costeras arrastrada