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UNIVERSIDAD DE ORIENTE NUCLEO ANZOATEGUI ESCUELA DE INGENIERIAS Y CIENCIAS APLICADAS DEPARTAMENTO DE INGENIERIA DE PETROLEO

Gases reales Y Gases Ideales

Profesor:

Integrantes:

Jairo Uricare

Georges Iskandar V-30432820 Luz Navarro Sección: 03

Barcelona, 24 de Noviembre del 2017

Índice

V-26452050

Pág. Introducción----------------------------------------------------------------------------03

Gas Real--------------------------------------------------------------------------------04

Gas Ideal--------------------------------------------------------------------------------07

Diferencias entre gases reales y gases reales--------------------------------------09

Conclusión-----------------------------------------------------------------------------10

Anexos----------------------------------------------------------------------------------11

Bibliografía-----------------------------------------------------------------------------13

Introducción 2

El estado gaseoso es uno de los tres estados fundamentales de la materia, el cual se identifica porque son sustancias formadas por átomos y/o moléculas que están en movimiento constante. Se expanden, se difunden y se comprimen con cierta facilidad, además de ejercer fuerzas sobre las paredes del recipiente contenedor. Un gas ideal es aquel que se encuentra a bajas presiones, altas temperaturas y bajas concentraciones. En él sus partículas no ejercen fuerzas de atracción entre sí, tienen movimiento constante y en línea recta, los movimientos son elásticos. La presión es el resultado de los choques entre estas partículas con las paredes del recipiente y la distancia entre una partícula y otra es insignificante lo cual hace que su volumen sea despreciable. La ecuación de los gases ideales representa el modelo dado por la Teoría Cinética Molecular, en este sentido es una buena aproximación al comportamiento de un gas en la realidad. En condiciones normales una gran cantidad de gases se ajustarán de manera casi perfecta a los valores calculados a partir de ella. Un gas real es aquel que no se comporta idealmente en todas las condiciones de presión y temperatura. Todos los gases se desvían del comportamiento ideal, sobre todo a presiones elevadas y a bajas temperaturas. Sus moléculas no se mueven con plena independencia, sino que ejercen una atracción mutua. Las condiciones o postulados en que se basa la teoría cinética de los gases no se pueden cumplir y la situación en que más se aproximan a ellas es cuando la presión y la temperatura son bajas; cuando éstas son altas el comportamiento del gas se aleja de tales postulados, especialmente en lo relacionado a que no hay interacción entre las moléculas de tipo gravitacional, eléctrica o electromagnética y a que el volumen ocupado por las moléculas es despreciable comparado con el volumen total ocupado por el gas; en este caso no se habla de gases ideales sino de gases reales.

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. Para entender el comportamiento de los gases reales, lo siguiente debe ser tomado en cuenta: 3

 Efectos de compresibilidad.  Capacidad calorífica específica variable.  Fuerzas de Van der Waals.  Efectos termodinámicos del no-equilibrio.  Cuestiones con composición variable.

disociación

molecular

y reacciones

elementales

con

Para la mayoría de aplicaciones, un análisis tan detallado es innecesario, y la aproximación de gas ideal puede ser utilizada con razonable precisión. Por otra parte, los modelos de gas real tienen que ser utilizados cerca del punto de condensación de los gases, cerca de puntos críticos, a muy altas presiones, y en otros casos menos usuales. Bajo la teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal se debe básicamente a dos hipótesis:

- Las moléculas de los gases no son puntuales. - La energía de interacción no es despreciable. La representación gráfica del comportamiento de un sistema gas-líquido, de la misma sustancia, se conoce como diagrama de Andrews. En dicha gráfica se representa el plano de la presión frente al volumen, conocido como plano de Clapeyron. Se considera a un gas encerrado en un cilindro con un embolo móvil. Si el gas se considera ideal, se mantiene la temperatura constante, obteniendo en el plano de Clapeyron líneas isotermas, es decir, líneas hiperbólicas que siguen la ecuación: p.V= cte La ley física de los gases reales, también conocida como ley de Van der Waals, describe el comportamiento de los gases reales, tratándose de una extensión de la 4

ley de los gases ideales, mejorando la descripción del estado gaseoso para presiones altas y próximas al punto de ebullición. La ley de los gases reales, toma el nombre del físico holandés Van der Waals, el cual propone su trabajo de los gases en 1873, ganando un premio Nobel en 1910 por la formulación de ésta ley. La fórmula de la ley de Van der Waals, es:

De donde p, hace referencia a la presión del gas. n= cantidad de sustancia (número de moles) V= volumen ocupado por el gas R= constante universal de los gases T= temperatura en valor absoluto. Los valores de las constantes de Van der Waals para los gases más comunes, están recogidos en tablas. Si comparamos la ley de Van der Waals con la ley de los gases ideales, cuando la presión de un gas no es demasiado alta, el modelo de Van der Waals puede decirse que su modelo y el de los gases ideales no difieren mucho. La Ley de Van der Waals también permite entender bien los procesos de condensación de los gases, existiendo para cada gas una temperatura, Tc, conocida como temperatura critica, la cual representa la frontera del paso a la condensación:  para T > Tc, no se puede condensar el gas.  Para T< Tc, es posible condensar el gas si éste se comprime a una presión adecuada, que es más baja cuanto más baja es la temperatura.

5

En la figura anterior se han representado las denominadas isotermas de Andrews. Dichas isotermas fueron medidas experimentalmente, y representan la presión en función del volumen a distintas temperaturas. La isoterma representada en rojo se denomina isoterma crítica (y su temperatura, la temperatura crítica). Esta isoterma separa dos comportamientos: cuando una sustancia se encuentra a una temperatura superior a su temperatura crítica, siempre está en estado gaseoso, por muy alta que sea la presión. Por el contrario, cuando está a una temperatura inferior a la crítica, puede estar en estado sólido, líquido o vapor (en la gráfica se han representado solamente las zonas de líquido y vapor). Los puntos representados con las letras A y B corresponden respectivamente a los estados denominados vapor saturado y líquido saturado. Ambos están sobre una curva (representada en línea punteada) denominada curva de saturación. Por debajo de ella, todos los estados son una mezcla de líquido y vapor. En la figura también se observa que la zona de las isotermas que se encuentra por debajo de la curva de saturación es una recta horizontal. Por tanto, cuando el cambio de fase líquido - vapor se produce a presión constante, se produce también a temperatura constante. Para que una sustancia cambie de fase, es necesario suministrarle o extraerle una cierta cantidad de calor. Si el cambio de fase se produce a presión constante, este calor no se traduce en un incremento de temperatura, y se denomina calor latente.

Gas ideal Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística. En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una 6

tolerancia razonable. Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión), ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas. El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular es importante. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes. A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de un gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas. El modelo de gas ideal ha sido investigado tanto en el ámbito de la dinámica newtoniana (como por ejemplo en "teoría cinética") y en mecánica cuántica (como "partícula en una caja"). El modelo de gas ideal también ha sido utilizado para modelar el comportamiento de electrones dentro de un metal (en el Modelo de Drude y en el Modelo de Electrón Libre), y es uno de los modelos más importantes utilizados en la mecánica estadística. Tipos de gases ideales: Existen tres clases básicas de gas ideal:  El clásico o gas ideal de Maxwell-Boltzmann.  El gas ideal cuántico de Bose, compuesto de bosones.  El gas ideal cuántico de Fermi, compuesto de fermiones. El gas ideal clásico puede ser clasificado en dos tipos: el gas ideal termodinámico clásico y el gas ideal cuántico de Boltzmann. Ambos son esencialmente el mismo, excepto que el gas ideal termodinámico está basado en la mecánica estadística clásica, y ciertos parámetros termodinámicos tales como la entropía son especificados a menos de una constante aditiva. El gas ideal cuántico de Boltzmann salva esta limitación al tomar el límite del gas cuántico de Bose gas y el gas cuántico de Fermi gas a altas temperaturas para especificar las constantes aditivas. El comportamiento de un gas cuántico de Boltzmann es el mismo que el de un gas ideal clásico excepto en cuanto a la especificación de estas constantes. Los resultados del gas cuántico de Boltzmann son utilizados en varios casos incluidos la ecuación de Sackur-Tetrode de la entropía de un gas ideal y la ecuación de ionización de Sah para un plasma ionizado débil.

Ley de los gases ideales: La ley de los gases ideales es la ecuación del 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). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se 7

aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. En 1648, el químico Jan Baptista van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos (desorden) para definir la génesis características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia. La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. O en términos más sencillos: A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce. Matemáticamente se puede expresar así: PV= k, Donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

La ecuación de estado: El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial, grados Rankine. La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es: P.V= n.R.T Donde: - P= Presión absoluta - V = Volumen - n= Moles de gas - R= Constante universal de los gases ideales - T= Temperatura absoluta

Diferencias entre un gas real y un gas ideal: 

Un gas se considera ideal a altas temperaturas y bajas presiones (condiciones ambientales). Los gases reales no cumplen necesariamente con este postulado. 8



En los gases ideales el factor de compresibilidad siempre será igual a la unidad (1), en los gases reales no se cumple este postulado.



Para la ecuación de Van der Walls, se diferencia de las de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica la presión. .

Conclusión 9

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 propio. Los gases, por lo tanto, adoptan el volumen y la apariencia del bowl, frasco o contenedor que los conserva. Resulta interesante mencionar que es posible distinguir entre un gas ideal y otro catalogado como real, de acuerdo a los principios que relacionan su presión, volumen y temperatura. El gas ideal está contemplado como parte del grupo de los gases teóricos por componerse de partículas puntuales que se mueven de modo aleatorio y que no interactúan entre sí. El gas real, en cambio, 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. Todo ello nos llevaría a tener que hacer mención a lo que se conoce como las fuerzas de Van der Waals, que son aquellas fuerzas, tanto repulsivas como atractivas, que se dan entre moléculas y que en el caso de los gases reales son bastante pequeñas.

Anexos 1. Ejemplo: Si un gas a presión de 10 atmósferas ocupa 600 m3 y se desea confinarlo en un recipiente de 150 m3, ¿cuál será la presión que debe tener en el recipiente? P1 = 10 atms 10

V1 = 600 m3 P2 =? V2 = 150 m3 P2=

P 1 V 1 10 x 600 = =40 a t m s V2 150

L

2. Para el helio, V c=0,05780 mo l y P c=2,2452 a t m . Calcular las constantes a y b de

van der Waals y el radio de las moléculas considerándolas esféricas. Solución

V c=3 b

Vc b= = 3

0,05780

L mol

=0,01927

3

P c=

L mol

a 27 b2 2

a=27 b

(

P c=27 * 0,01927

L mol

2

)

* 2,2452 a t m=0,02251

a t m * L2 2 mol

3. El "hielo seco" es dióxido de carbono solido a temperatura inferior a -55 ºC y presión de 1 atm. Una muestra de 0,050g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6L, que se termostata a la temperatura de 50ºC a) Calcule la presión en atm dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas b) Explique si se producen cambios en la presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando a 60ºC. a) Aplicamos la ecuación general de los gases ideales ya que conocemos tanto la cantidad de gas (0,050g) como su masa molecular (CO2 = 40g/mol), el volumen del recipiente (4,6L) y la temperatura (50ºC=323ºK)

P* V =

g* R*T Pm

11

0,050 g * 0,082 P=

a t m* L * 323 º K m o l* K

44 g * 4,6 L mo l

=6,5 x 10

−3

atm

b) La cantidad de gas existente en el recipiente no varía, aunque al aumentar la temperatura hasta 60ºC (333ºK) la presión también aumentará ligeramente. La calculamos con la ecuación general de los gases

P* V =

0,050 g * 0,082 P=

g* R*T Pm

at m* L * 333 º K m o l* K

44 g * 4,6 L mo l

−3

=6,74 x 10

at m

4. Un gas a 18 °C y 750 mm de Hg ocupa un volumen de 150 cm³, ¿cuál será su volumen a 65 °C si se mantiene constante la presión? Datos: T1 = 18 °C

T1 = 18 °C + 273,15 = 291,15 K

P1 = 750 mm Hg V1 = 150 cm³

V1 = 0,15 dm³ = 0,15L

T2 = 65 °C

T2 = 65 °C + 273,15 = 338,15 K

P2 = 750 mm Hg

Fórmulas:

P1 * V 1 P2 * V 2 =  T1 T2

Solución 12

V1

V2

P1 = P2 = P = constante, entonces: T =  T 1 2

V 2= 

0,15 L* 338,15   º K =0,174 L 291,15   º K

Bibliografía

https://es.slideshare.net/braybatista/el-estado-gaseoso-gases-reales-e-ideales-y-presiontemperatura-y-volumen http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/gasreal.html https://es.wikipedia.org/wiki/Gas_ideal https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_los_gases_ideales http://www.monografias.com/trabajos91/leyes-gases-quimica/leyes-gases-quimica.shtml https://quimica.laguia2000.com/leyes-quimicas/ley-de-los-gases-reales

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ http://www.educaplus.org/gases/gasesreales.html http://agustinoszaragoza.com/blogs/eso3/wp-content/uploads/2014/04/Ejercicios-resueltosde-gases-ideales.doc http://apuntescientificos.org/gases-ideales.html

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