TERMODINAMICA
Rubio padilla Itzel Viridiana Camarillo eliserio jessica lucero
15-abril-2013
TERMODINAMICA
Gas real
Un gas real o se puede comprimir a un volumen que es menor que el volumen molecular total. La segunda suposición es que las moléculas de gas no interactúan, pero las moléculas de gas real interactúan entre su mediante un potencial. Por lo tanto, la relación P-V-T de un gas real es la misma que la de un gas ideal a densidades suficientemente bajas y altas temperaturas. A altas densidades y bajas temperaturas las interacciones moleculares no se pueden despreciar, debido a esas interacciones, la presión de un gas real puede ser más alta o más baja que la de un gas ideal a la misma densidad y temperatura. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparía más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos / moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals. El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad (tendencia a formar enlace químico). Así por ejemplo los gases nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano, el hidrógeno . Ecuación Van der Waals.
Dónde:
P : presión V : volumen n : número de mol-g
TERMODINAMICA T : temperatura a - b: parámetros moleculares de gas real que caracterizan propiedades y estructura de sus moléculas. Cabe mencionar que a y b son constantes particulares de cada gas, independientes de la presión y temperatura.
Las isotermas de un gas real tienen una forma más compleja que las isotermas de un gas ideal (hipérbolas), ya que deben dar cuenta de los cambios de fase que puede experimentar. En la figura inferior se han representado las denominadas isotermas de Andrew. Dichas isotermas fueron medidas experimentalmente, y representan la presión en función del volumen a distintas temperaturas.
La isoterma representada en rojo se denomina isoterma crítica (y su temperatura, la temperatura crítica). Esta isoterma separa dos comportamientos: cuando una sustancia se encuentra a una temperatura superior a su temperatura crítica, siempre está en estado gaseoso, por muy alta que sea la presión. Por el contrario, cuando está a una temperatura inferior a la crítica, puede estar en estado sólido, líquido o vapor (en la gráfica se han representado solamente las zonas de líquido y vapor). Los puntos representados con las letras A y B corresponden respectivamente a los estados denominados vapor saturado y líquido saturado. Ambos están sobre una
TERMODINAMICA curva (representada en línea punteada) denominada curva de saturación. Por debajo de ella, todos los estados son una mezcla de líquido y vapor.
En la figura también se observa que la zona de las isotermas que se encuentra por debajo de la curva de saturación es una recta horizontal. Por tanto, cuando el cambio de fase líquido - vapor se produce a presión constante, se produce también a temperatura constante.
GAS IDEAL
Es un gas hipotético formado por partícula puntuales, cuyas moléculas no se atraen no se repelan entres i, y sus choques son perfectamente elásticas (conservación del momento y energía cinética). Además, su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Se en comparación con como gas ideal, un gas ideal, a un gas a baja presión, pero al calificativo baja debe ser interpretado en función de la sustancias. Por lo tanto, un gas ideal o perfecto seria aquel que cumple estrictamente con las leyes de B oyle:
A temperatura constante, el volumen de una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión (PV=constante); y las ley de Gay-Lussac (a presión constante, el volumen de una masa determina de cualquier gas aumenta en la misma cantidad relativa por cada grado de aumento de temperatura (V/T=constante.
Las condiciones en las cuales un gas real se comportara cada vez como un gas ideal, es cualquiera a temperaturas altas (pues las moléculas del gas tienen tanta energía que las fuerzas intermoleculares y energía pérdida en colisiones son insignificantes) y en las presiones muy bajas (como las moléculas del gas chocan para que las fuerzas intermoleculares sean significativas).
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Ley de los gases ideales
La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante: P1. V1 = P2. V2 La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta: La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema: * Características Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características:
El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas (Las moléculas no ocupan ningún volumen). No hay fuerza de atracción entre las moléculas. Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones. La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
Las colisiones son perfectamente elásticas. (No hay pérdidas de energía). Los choques o colisiones son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero). Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales.
TERMODINAMICA El MGI consta de dos ecuaciones de estado: ecuación de estado térmica (relación P-v-T ) y ecuación de estado energética (relación u-v-T ). En realidad no son independientes: la ecuación de estado energética se puede deducir de la térmica; sin embargo, de momento las postularemos como dos ecuaciones independientes: • Ecuación de estado térmica: PV=mRT • Ecuación de estado energética: u=u (T )
Por tanto, la ecuación de estado térmica del GI (gases a bajas densidades) es cualquiera de las siguientes : PV=R aT P=PtaT Pvm=RT PV=mR aT PV=NRT
Superficie P-v-T de un gas ideal. Las líneas rectas dibujadas son isobaras. Se trata de una superficie reglada .
El calor específico a volumen constante de nR = 1 J·K−1 de todo gas, inclusive el gas ideal es:
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Este es un calor específico a dimensional a volumen constante, el cual por lo general depende de la temperatura. Para temperaturas moderadas, la constante para un gas monoatómico es diatónico es
mientras que para un gas
. Las mediciones macroscópicas del calor específico
permiten obtener información sobre la estructura microscópica de las moléculas. El calor específico a presión constante de 1 J·K −1 gas ideal es:
donde
es la entalpía del gas.
