Gases reales

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Fisicoquímica y Termodinámica

TERCER PARCIAL

PROFESORA: HILDA ROSALES
ALUMNA: JIMENA GALISTEO

INFORME

GASES REALES

Índice
PROPIEDADES EMPIRICAS DE LOS GASES:
a) Introducción
b) Ley de Boyle
c) Ley de Charles
d) Ley del Gas Ideal
e) Ecuación de Estado
f) Propiedades Extensivas e Intensivas
g) Propiedades de un Gas Ideal
h) Mezcla de gases. Ley de Dalton

GASESREALES:
a) Introducción
b) Desviaciones respecto del Comportamiento Ideal
c) Modificación de la Ecuación del Gas Ideal
d) Isotermas de un Gas Real
e) Experiencia de Andrews. Continuidad de los estados
f) Isotermas de Van Der Waals
g) Estado Crítico
h) Ley de los Estados Correspondientes
i) Otras Ecuaciones de Estado

Propiedades empíricas de los gases
a) Introducción

Sedenomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene. Con respecto a los gases, las fuerzas gravitatorias y de atracción entrepartículas, resultan insignificantes.
Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo estánlimitadas por las paredes del recipiente que las contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). 
b) Ley de Boyle

Boyle investigó en 1662 la relación entre la presión y el volumen de los gases, yencontró que para una cantidad fija de gas a una temperatura constante, P y V son inversamente proporcionales:
PV = k T, m constantes
Relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante:
P1. V1 = P2. V2
Donde K es una constante y m la masa del gas. Una investigación cuidadosa revela que la ley de Boyle se cumple en los gases reales sólo deforma aproximada, y que las desviaciones de la ley se aproximan a cero en el límite de presión cero. La siguiente figura muestra algunas curvas experimentales de P frente a V para 28g de N2. La figura (a) muestra la relación P-V a dos temperaturas:

En la figura (b) se representa PV frente a P para 28g de N2. Observe el comportamineto casi constante de PV a bajas presiones (por debajo de 10atm) y las importantes desviaciones respecto de la ley de Boyle a altas presiones.
La ley de Boyle puede entenderse considerando que un gas consiste en un numero enorme de moleculas moviendose de forma practicamente independiente unas respecto a otras. La presion ejercida por el gas se debe a los choques de las moleculas contra las paredes del recipiente. Si se reduce el volumen, las moleculaschocan con las paredes con mas frecuencia, y por consiguiente aumenta la presion. En realidad las moleculas del gas ejercen fuerzas entre si, por lo que la ley de Boyle no se cumple con exactitud. En el limite de densidad cero (que se alcanza cuando la presion tiende a cero o cuando la temperatura tiende a infinito), las moleculas del gas estan infinitamnete separadas unas de otras, las fuerzas entrelas moleculas se anulan y la ley de Boyle se cumple exactamente. Decimos que en el limite de densidad cero el gas se convierte en ideal.

c) Ley de Charles

Charles (1787) y Gay- Lussac (1802) midieron la expansión térmica de los gases y encontraron un aumento lineal del volumen con la temperatura (medida en la escala centígrada del mercurio) a presión constante y para una cantidad...
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