Gases ideales o perfectos

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Gases ideales o perfectos
Cumplen con la Ley de Boyle-Mariotte y las de Charles-Gay Lussac, las cuales se resumen en una sola ley:
Ecuación de estado de los gases perfectos o ideales:
P * V = m * Rp * T
o
P * V = n * Ru * T
A bajas presiones y altas temperaturas, los gases tienden a comportarse como ideales o perfectos. Por ejemplo, el aire a 25ºC y 1 atm. de presión se comporta comoun gas perfecto.
En cambio cuando las presiones son altas y las temperaturas son muy bajas, los gases tienden a alejarse del comportamiento indicado por la ecuación de estado
Gases reales o imperfectos
Sus características, parámetros y comportamientos difieren de los de un gas perfecto.
Se puede hacer una división entre los gases reales:
• gases permanentes: no se pueden condensar
•vapores o fluidos condensables: se pueden condensar por la sola variación de la presion a la temperatura que se encuentran
Modelos de comportamiento de los gases.
Para modelar los gases podemos utilizar modelos simples, que son aproximados; o modelos de mayor precision, que describen mejor el comportamiento real de ellos. Se van a llamar respectivamente gases ideales y gases reales.
2.2.2.1. Gasesideales. Los conceptos de gas ideal y sustancia pura están fuertemente relacionados. De hecho el estado de una sustancia pura simple y compresible, está definido por dos propiedades termodinámicamente independientes. Esto significa que, sí el volumen específico y la temperatura del vapor sobrecalentado están especificados, queda determinado el estado de vapor. Del mismo modo, la presión y volumenespecífico o presión y calidad, son necesarias para especificar el estado de saturación de una sustancia pura. El estado del aire, que es una mezcla de gases de composición definida, se establece con dos propiedades mientras permanezca en fase gaseosa, y en ésta instancia, el aire puede ser tratado como una sustancia pura.
Un gas Ideal tiene la siguiente ecuación de estado:
PV= mRT

Y laentalpía de un gas ideal es función de la temperatura solamente, lo cual podria comprobarse de forma sencilla observando, que la ecuacion anterior puede expresarse como Pv = RT y su derivada parcial sera:

En otras palabras, cuando la temperatura de un gas ideal permanece constante, mientras varía la presión, no cambia la entalpía. Confirmando así lo dicho con anterioridad con respecto a la relaciónentre la entalpía de un gas ideal y la temperatura.
Finalmente se concluye que, debido a que la entalpía se puede definir como:
h = u + RT

Tanto la entalpía como la energía interna de un gas ideal, son funciones solamente de la temperatura.
2.2.2.1.1. Calor específico. Para un gas ideal, JOULE ha planteado que los cambios de propiedades como volumen o presion, ejercen una influenciadespreciable, tanto en la energía interna como en la entalpía, por tal razon ellas se presentan como una función unicamente de la temperatura asi:


Las derivadas parciales reciben el nombre de calores específicos, y son considerados constantes para los gases ideales, de tal modo que tendriamos:
du = Cv dT
dh = Cp dT
donde Cv y Cp son los llamados calores específicos a volumen y presiónconstante respectivamente.


El calor especifico a volumen constante, como unidad derivada para el sistema internacional:

C v = ( du/dT) [ kJ/kg K ],

se define como el cambio de energía molecular interna u por unidad de masa por grado de temperatura, cuando los estados finales corresponden al equilibrio del mismo volumen.
De otro lado, El calor especifico a presion constante, como unidadderivada para el sistema internacional:

CP = (dh/dT)P [ kJ/kg K ],

se define como el cambio en la entalpía para una unidad de masa (o un mol), entre dos estados de equilibrio a la misma presión, por grado de cambio en la temperatura.
Reemplazando Pv = RT, donde R es la constante particular del gas, en la ecuacion de entalpía, obtendriamos que
h = u + RT,
y se tiene que:
dh = Cv dT + R...
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