Gases ideales

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se ha definido el factor de compresibilidad Z, dado por la siguiente expresión:

(3)
Para gas ideal Z=1 y es independiente de la temperatura y presión; para gases reales Z es función de la temperatura y presión y puede tomar valores entre 0 e infinito [2, 3].
Aplicando las condiciones críticas (Pc, Tc y Vc) al factor de compresibilidad Z, se obtiene el factor decompresibilidad crítico, elcual está definido por la siguiente exprersión:

(4)
El valor de este parámetro para la mayoría de los gases no polares oscila entre 0,25 y 0,31, con un valor promedio de 0,27 [2].
La Figura Nº 2 muestra que se tiende al comportamiento ideal cuando la presión tiende a cero y también cuando la temperatura tiende a infinito (para cada uno de estos casos el volumen tiende a infinito). Lasdesviaciones de la idealidad son debidas a las fuerzas intermoleculares y al volumen no nulo de las propias moléculas. A volumen infinito, las moléculas están infinitamente alejadas y por lo tanto las fuerzas intermoleculares son nulas; igualmente el volumen propio de las moléculas es despreciable en comparación con el volumen que ocupa el gas [4].

Figura Nº 2: Factor de compresibilidad (Z) versus P paragases reales

Factor de Compresibilidad (Z)
El Factor de compresibilidad (Z) se define como la razón entre el volumen molar de un gas real (Vreal) y el correspondiente volumen de un gas ideal (Videal),

Y se utiliza para comparar el comportamiento de un gas real respecto al establecido por la ecuación de los Gases Ideales. Partiendo de esta definición y recordando que
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Sustituyendo enla definición de Z: |
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Por lo tanto: |
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Es decir Z representa un factor de corrección para la ecuación de los gases ideales. Con base en esto se encuentra tres tipos de comportamiento distintos:
*   Z = 1, comportamiento de Gas Ideal. (altas temperaturas y bajas presiones).
*   Z > 1, gases como el Hidrógeno y Neón, difícilmente compresibles (altas temperaturas y presiones).*   Z < 1, gases como el O2, Argón y CH4, fácilmente compresibles (bajas temperaturas y altas presiones).
En la Figura 1 se presenta el comportamiento de varios gases comparados contra el gas ideal y en un intervalo de 0 a 600 bar, (1bar = 0.9869 atmósfera), y a una temperatura de 300 K, es decir en condiciones muy superiores a las "normales", es importante resaltar que a bajas presioneslas desviaciones de la idealidad son despreciables sobretodo en el caso del nitrógeno, Lo cual resalta la importancia de la ecuación de los gases ideales en cálculos en los que no se precisa de una gran exactitud, ya que aun a presiones de 100 bar la desviación respecto al comportamiento ideal no pasa de un 5%.
Figura 1. Dependencia de Z respecto a P para algunos Gases Reales a 300 K. |

|Los tres tipos de comportamiento que se mencionan en realidad son dependientes de la temperatura a la que se realice la medición. Tal como se muestra en la Figura 2 el hidrógeno puede presentar valores de Z tanto mayores como menores a la unidad, de lo cual se desprende que a las condiciones adecuadas todos los gases presentaran comportamientos equivalentes
Figura 2. Z vs. P para Hidrógeno adiferentes temperaturas |

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Ecuación de Van der Waals
La ecuación de Van der Waals es una ecuación deestado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como las fuerzas devan 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...
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