Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

Gas real

29,319 views

Published on

Published in: Education
  • Be the first to comment

Gas real

  1. 1. Gas real Se conoce como gas al fluido de densidad pequeña. Se trata de una condición de agregación de ciertas materias que las lleva a expandirse de manera indefinida, debido a que no poseen formatos ni volumen propios. Los gases, por lo tanto, adoptan el volumen y la apariencia del bowl, frasco o contenedor que los conserva. El gas real, es aquel que posee un comportamiento termodinámico y que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales. Los gases se consideran como reales a presión elevada y poca temperatura. En condiciones normales de presión y temperatura, en cambio, los gases reales suelen comportarse en forma cualitativa del mismo modo que un gas ideal. Por lo tanto, gases como el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno o el dióxido de carbono se pueden tratar como gases ideales en determinadas circunstancias. Desviación Del Comportamiento Ideal Las leyes de los gases suponen que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción y de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño y, por tanto despreciable, en comparación con la del recipiente que las contiene. Un gas que satisface estas dos condiciones se dice que exhibe un comportamiento ideal. Aunque se puede suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no se debe esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por ejemplo, sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para formar líquidos. Lo importante es poder diferenciar las situaciones en donde el gas se puede considerar como ideal y aquellas en las que no. Otra manera de observar el comportamiento no ideal de los gases es disminuyendo la temperatura. Con el enfriamiento del gas, disminuye la
  2. 2. energía cinética de las moléculas que a su vez, pierden el impulso para romper su atracción mutua. Van der Waals, estudió la modificación de la ecuación del gas ideal, para estudiar a los gases reales, considerando las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Cuando una molécula se aproxima a la pared del recipiente las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global, es una menor presión ejercida por el gas real de la que se esperaría para el gas ideal. La segunda corrección considera al volumen del gas. En la ecuación ideal el volumen es el del recipiente; sin embargo, cada molécula ocupa un volumen finito. Considerando las correcciones anteriores, se llega a la siguiente ecuación: La ecuación anterior, se conoce como Ecuación de van der Waals, donde a y b son constantes que se eligen para cada gas en particular. El valor de a indica qué tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado y el valor de b, indica qué tan grande es la molécula del gas.
  3. 3. Ecuación de Van der Waals La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes Diderik van der Waals, quien recibió el premio Nobel en 1910 por su trabajo en la ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas.
  4. 4. Una forma de esta ecuación es: donde: p es la presión del fluido, medido en atmósferas, v es el volumen en el que se encuentran las partículas dividido por el número de partículas (en litros), k es la constante de Boltzmann, T es la temperatura, en kelvin, a' es un término que tiene que ver con la atracción entre partículas, b' es el volumen medio excluido de v por cada partícula. Si se introducen el número de Avogadro, NA, el número de moles n y, consecuentemente, el número total de partículas n•NA, la ecuación queda en la forma siguiente: donde: p es la presión del fluido, V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido, a mide la atracción entre las partículas scriptstyle a=N_mathrm{A}^2 a', b es el volumen disponible de un mol de partículas scriptstyle , b=N_mathrm{A} b',
  5. 5. n es el número de moles, R es la constante universal de los gases ideales T es la temperatura, en kelvin. Debe hacerse entre una distinción cuidadosa entre el volumen disponible para una partícula y el volumen de una partícula misma. En particular, en la primera ecuación scriptstyle ,v se refiere al espacio vacío disponible por partícula. Es decir que scriptstyle ,v, es el volumen scriptstyle ,V del recipiente dividido por el número total de scriptstyle ,n N_mathrm{A} de partículas. El parámetro b', por el contrario, es proporcional al volumen ocupado de una partícula —únicamente delimitado por el radio radio atómico. Este es el volumen que se restará de scriptstyle ,v debido al espacio ocupado por una partícula. En la derivación original de Van der Waals, que figura a continuación, scriptstyle b' es cuatro veces el volumen disponible de la partícula. Observe además que la presión scriptstyle ,p tiende a infinito cuando el contenedor está completamente lleno de partículas de modo que no hay espacio vacío dejado por las partículas a moverse. Esto ocurre cuando scriptstyle ,V=n b.

×