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Gases Ideales y Reales Ley de los gases Ideales Gas ideal: es el comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales. Gas Real: Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales.

Características de 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.

Características de un gas Real:

Para entender el comportamiento de los gases reales, lo siguiente debe ser tomado en cuenta:     

efectos de compresibilidad capacidad calorífica específica variable fuerzas de Van der Waals efectos termodinámicos del no-equilibrio cuestiones con disociación molecular y reacciones elementales con composición variable.

ley de los gases ideales y ecuación La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales. En un intento de comprender porque la relación PV/T, es constante para todos los gases, los científicos crearon un modelo de gas ideal. Las mediciones del comportamiento de diversos gases dan origen a varias conclusiones. 1.El volumen V es proporcional al número de moles n. Si duplicamos el número de moles, manteniendo constantes la temperatura y la presión, el volumen se duplica. 2.El volumen varía inversamente con la presión absoluta P. Si duplicamos la presión manteniendo constantes la temperatura T y el número de moles n, el gas se comprime a la mitad de su volumen inicial. 3.La presión es proporcional a la temperatura absoluta. Si duplicamos la temperatura absoluta, manteniendo constantes el volumen y el número de moles, la presión se duplica. Estas tres relaciones se pueden combinar en una sola ecuación, llamada ecuación de gas ideal: PV = nRT Donde: P = Presión. V = Volumen. n = Moles de Gas. R = Constante universal de los gases ideales. T = Temperatura absoluta.

Llamamos a R la constante de los gases (o constante de gas ideal); su valor numérico depende de las unidades de: P, V y T. En unidades del SI, con P en Pa (1Pa= 1N/m2) y V en m3, el mejor valor numérico actual de R es: R = 8.314472 J/mol.K

Mezcla de gases Dalton describió la mezcla de gases perfectos en función de la presión y su composición. Consideremos nA moles de un gas A encerrado en un recipiente de volumen V a la temperatura T. De acuerdo con la ley del gas perfecto, la presión ejercida por ese gas será:

Análogamente, para nB moles de un gas B en las mismas condiciones:

¿Qué sucede cuando en el mismo recipiente, y a la misma temperatura, se mezclan los dos gases? Dalton concluyó, a partir de sus experimentos, que ambos gases actúan independientemente sin afectarse mutuamente. Esto es, cada gas ejercerá la presión PAy PB, de manera que la presión total (PT) del sistema será la suma de ambas presiones:

PT= PA + PB La presión que ejerce cada gas (PA y PB) se denominan presión parcial. Retomando la ecuación anterior, y sustituyendo por las definiciones de PA y PB,

reordenando:

Donde (nA + nB) representa el número total de moles gaseosos, n T

La cantidad de materia correspondiente a cada una de las sustancias gaseosas se puede expresar en función de la cantidad total a través de las fracciones molares, x, de acuerdo con:

y

de donde es viable demostrar que:

PA= xA.PT

y

PB= xB.PT

Generalizando, para una mezcla de i gases, la presión parcial de cada uno de ellos en la mezcla puede calcularse como:

La ley de Dalton se cumple para aquellos gases que se comportan como gases perfectos. Por lo tanto, a la mezcla de gases se le aplica las mismas restricciones que a ellos: es válida para gases perfectos que forman una mezcla poco densa una vez puestos juntos en un recipiente.

Propiedades molares y volumétricas Hasta ahora hemos llegado a establecer un modelo matemático que describe el comportamiento del gas perfecto. Este modelo nos permite realizar cálculos y realizar predicciones numéricas para las diferentes propiedades del gas perfecto. Es conveniente ahora desarrollar un modelo molecular para el gas perfecto. ¿En qué consiste esto? Un modelo molecular es una “imagen” que nos permite visualizar las moléculas, y de esta manera facilitar la interpretación de los resultados.

Para el gas perfecto, se ha desarrollado un modelo molecular que se basa en los siguientes supuestos:

a) el gas se describe como una colección de partículas idénticas de masa m en movimiento aleatorio continuo b) se considera que las partículas son como puntos, es decir, no tiene volumen c) las partículas se mueven sin interactuar unas con otras, excepto por las colisiones derivadas de su continuo movimiento d) todas las colisiones (de las partículas entre sí y con el recipiente que las contiene) son elásticas, es decir, que mantienen su energía traslacional después del choque.

FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z El factor de compresibilidad Z, es un factor de corrección, que se introduce en la ecuación de estado de gas ideal para modelar el comportamiento de los gases reales, los cuales se pueden comportar como gases ideales para condiciones de baja presión y alta temperatura, tomando como referencia los valores del punto crítico, es decir, si la temperatura es mucho más alta que la del punto crítico, el gas puede tomarse como ideal, y si la presión es mucho más baja que la del punto crítico el gas también se puede tomar como ideal. La desviación de un gas respecto de su comportamiento ideal se hace mayor cerca del punto crítico. Remitiéndonos a la sección de Gases Ideales tenemos:

Introduciendo el factor de corrección Z:

Por lo tanto: El factor Z también se puede entender como:

Donde vactual: volumen específico que se tiene del gas. videal: volumen específico del gas tomado de la ec. de gas ideal.

Significado del valor de Z: Si el valor de Z es igual a 1 esto indica que el gas se comporta como ideal. Si el valor de Z es mayor o menor que 1 el gas se comporta como un gas real. Mientras mas grande sea la desviación del valor de Z con respecto a 1, mayor es la desviación del comportamiento respecto al comportamiento ideal del gas. Normalización de la temperatura y la presión Los gases se comportan de forma similar a temperaturas y presiones normalizadas respecto a sus temperaturas y presiones críticas. Es decir, Z es aproximadamente igual a la misma presión y temperatura reducidas para todos los gases. Presión Reducida

Temperatura Reducida

Volumen específico Pseudorreducido

Donde R=Rp: es decir, la constante particular del gas. La carta o gráfica de compresibilidad generalizada de Nelson-Obert Esta grafica es sumamente útil para determinar las propiedades de los gases bajo condiciones no ideales. Relaciona los valores de Z, Pr (presión reducida), Tr (temperatura reducida) y vr (volumen específico pseudorreducido).