Informe: gases reales

Fisicoquímica y Termodinámica

TERCER PARCIAL

PROFESORA: HILDA ROSALES

ALUMNA: JIMENA GALISTEO

INFORME

GASES REALES

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Índice

PROPIEDADES EMPIRICAS DE LOS GASES:

a) Introducción…………………………………………………………………………………………………………………….6

b) Ley de Boyle……………………………………………………………………………………………………………………6

c) Ley de Charles………………………………………………………………………………………………………………….7

d) Ley delGas Ideal…………………………………………………………………………………………………………….8

e) Ecuación General de los Gases Ideales………………………………………………………………………....9

E.1-Ecuacion de estado……………………………………………………………………………………………………………..9

f) Propiedades Extensivas e Intensivas…………………………………………………………………………….10

F.1-Variablestermodinámicas...................................................................................................................11

g) Propiedades de un Gas Ideal……………………………………………………………………………………….12

G1.- Variables que afectan el comportamiento de los gases…………………………………………………………..12

h) Mezcla de gases……………………………………………………………………………………………………………..13

H1.- Ley de Dalton…………………………………………………………………………………………………………………..13

GASES REALES:

a) Introducción……………………………………………………………………………………………………………………14b) Desviaciones respecto del Comportamiento Ideal……………………………………………………15

B1.-Factor de Compresibilidad…………………………………………………………………………………………………..15

c) Modificación de la Ecuación del Gas Ideal…………………………………………………………………..16

C1.- Ecuación de Van Der Waals………………………………………………………………………………………………..16

d) Isotermas de un Gas Real……………………………………………………………………………………………..17

e) Experiencia deAndrews………………………………………………………………………………………………..21

E1.-Continuidad de los estados...............................................................................................................21

f) Isotermas de Van Der Waals………………………………………………………………………………………..24

g) Estado Crítico. Punto crítico…………………………………………………………………………………………25

h) Ley de los Estados Correspondientes. Ecuación de Estado Reducida…………………….26i) Otras Ecuaciones de Estado………………………………………………………………………………………….27

Propiedades empíricas de los gases

Introducción

Se denomina 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 paraocupar todo el volumen del recipiente que la contiene. Con respecto a los gases, las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas, 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 lasmoléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas 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), elvolumen (V) y la temperatura (T). 

Ley de Boyle

Boyle investigó en 1662 la relación entre la presión y el volumen de los gases, y encontró 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 de forma 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...