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INTRODUCCIÓN

En el presente trabajo se estudió la teoría cinética, lo que nos indujo a tratar el comportamiento de los gases ideales y reales, y sus correspondientes ecuaciones de estado. Analizaremos e interpretaremos detalladamente las ecuaciones de Van Der Waals para gases reales. Así como definiremos el fenómeno de difusión en los gases. Estudiar el comportamiento de los gases es muyimportante pues son de vital importancia en el campo de la ingeniería y en el desarrollo tecnológico.

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
I. LA LEY DEL GAS IDEAL:
Es un modelo microscópico de un gas ideal, mediante el cual se hace las siguientes suposiciones:
* En los gases las moléculas son numerosas y la separación promedio entre ellas es grande en comparación con sus dimensiones. En otraspalabras, las moléculas ocupan un volumen despreciable en el contenedor. Esto es consistente con el modelo de gas ideal, en el que las moléculas se modelan como partículas.
* Las moléculas, obedecen las leyes de movimiento de Newton, pero como un todo tiene un movimiento aleatorio. Por “aleatorio” se entiende que cualquier molécula se puede trasladar en cualquier dirección a cualquierrapidez.
* Las moléculas interactúan solo mediante fuerzas de corto alcance durante colisiones elásticas. Esto es consistente con el modelo de gas ideal, en el que las moléculas no ejercen fuerza de largo alcance unas sobre otras.
* Las moléculas tienen colisiones elásticas contra las paredes. Estas colisiones conducen a la presión macroscópica sobre las paredes del contenedor.
* El gas enconsideración es una sustancia pura; es decir, todas las moléculas son idénticas.
Aunque con frecuencia se ilustran un gas ideal que consiste en átomos simples, el comportamiento de los gases moleculares se aproximan al de los gases ideales, más a presiones bajas. Por lo general, las rotaciones moleculares o vibraciones no tienen efecto sobre los movimientos considerados en este caso.Ecuación general de los gases ideales
Partiendo de la ecuación de estado:

Tenemos que:

Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2:

Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamenteproporcional a su temperatura.

Formas alternativas
Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):

y sustituyendo , obtenemos:

donde:

Esta forma de la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión, la densidadρ = m/ V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la cantidad del gas considerado.
En mecánica estadística las ecuaciones moleculares siguientes se derivan de los principios básicos:

Aquí k es el constante de Boltzmann y N es el número actual de moléculas, a diferencia de la otra fórmula, que utiliza n, el número de moles. Esta relación implica que Nk = nR, y la coherenciade este resultado con el experimento es una buena comprobación en los principios de la mecánica estadística.
Desde aquí podemos observar que para que una masa de la partícula promedio de μ veces la constante de masa atómica m U (es decir, la masa es μ U)

y desde ρ = m/ V, nos encontramos con que la ley del gas ideal puede escribirse como:

Procesos gaseosos particulares
Procesosrealizados manteniendo constante un par de sus cuatro variables (n, P , V, T), de forma que queden dos; una libre y otra dependiente. De este modo, la fórmula arriba expuesta para los estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o más parámetros constantes. Según cada caso, reciben los nombres:
Ley de Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y...
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