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PROCESOS CON GASES IDEALES Y REALES

*GASES IDEALES

Los gases ideales pueden definirse como gases hipotéticos formados por partículas puntuales que no sufran atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos.

La ecuación de estado que describe la relación entre presión, volumen, cantidad de gas ideal y temperatura es:
PV = nRT

Donde:

P = Presión
V =Volumen
n = Número de moles
T = Temperatura
R = Constante universal de los gases

La ecuación anterior es resultado de la combinación de las expresiones derivadas de las siguientes leyes de los gases:

1. Ley de Boyle-Mariotte

También conocida como proceso isotérmico. Se afirma que cuando el volumen y presión de un gas es mantenida a temperatura y cantidad de materia constante, el volumenes inversamente proporcional a su presión; es decir, cuando se aumenta la presión el volumen disminuye y viceversa. Además que el producto de la presión por el volumen es constante (PV = ctte).

2. Ley de Avogrado

Las constantes son la presión y temperatura, dando como resultado que el volumen sea directamente proporcional al número de moles; es decir, el volumen que ocupa un mol decualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo.
(V1 / n1) = (V2 / n2)

3. Ley de charles

También conocido como proceso isobárico, afirma que para una cantidad fija de gas a presión constante, el volumen que ocupa es directamente proporcional a la temperatura.
(V1 / T1) = (V2 / T2)

4. Ley de Gas – Lussac

La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, esdirectamente proporcional a su temperatura; es decir, si aumentamos la temperatura, aumentará la presión y si disminuimos la temperatura disminuirá la presión.
(P1 / T1) = (P2 / T2)






 

*GASES REALES
Un gas real se define como un gas con un comportamiento termodinámico que no sigue la ecuación de estado de los gases ideales.
Un gas puede ser considerado como real, a elevadaspresiones y bajas temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes. Bajo la teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal se debe básicamente a dos hipótesis:



-          las moléculas de los gases no son puntuales.
-          La energía de interacción no es despreciable.

La representación gráfica del comportamiento de un sistema gas-líquido, de la mismasustancia, se conoce como diagrama de Andrews. En dicha gráfica se representa el plano de la presión frente al volumen, conocido como plano de Clapeyron.
Se considera a un gas encerrado en un cilindro con un embolo móvil. Si el gas se considera ideal, se mantiene la temperatura constante, obteniendo en el plano de Clapeyron líneas isotermas, es decir, líneas hiperbólicas que siguen la ecuación:
p.V=cte.
Si en cambio, consideramos a un gas como real, veremos que solamente con la temperatura  bastante alta y la presión bastante baja, las isotermas se acercan a las hipérbolas, siguiendo la ecuación de estado de los gases perfectos.


Potencial de Lennard Jones:

Siguiendo una observación experimental, vemos una importante diferencia entre el comportamiento de los gases reales e ideales. Ladistinción primordial es el hecho de que a un gas real no se le puede comprimir indefinidamente, no siguiendo así la hipótesis del gas ideal. Las moléculas ocupan un volumen, pero los gases reales son, a bajas presiones más comprimibles que un gas ideal en las mismas circunstancias, en cambio, son menos comprimibles cuando tienen valores de presión más elevadas. Este comportamiento depende muchode la temperatura y del tipo de gas que sea.
El comportamiento de estos gases, puede ser explicado debido a la presencia de fuerzas intermoleculares, que cuando tienen valores de temperatura pequeños, son fuertemente repulsivas, y en cambio, a temperaturas altas, son débilmente atrayentes.
La ley física de los gases reales, también conocida como ley de Van der Waals, describe el comportamiento...