GASES REALES

Son los gases que existen en la naturaleza cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas de repulsión y atracción.

Ocupan un volumen determinado.

Posee un comportamiento determinado no sigue las mismas ecuación que los gases ideales.

DEFINICION

DIFERENCIAS ENTRE GAS IDEAL Y REAL

GAS IDEAL GAS REAL

El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas

Baja presión y alta temperatura

Factor de compresibilidad

es 1

Tienen movimiento constante, en línea recta y elásticos ,no existe fuerza de atracción entre las moléculas

Comportamiento termodinámico que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales.

Alta presión y baja temperatura

Factor de compresibilidad mayor o menos que 1

Sus moléculas no se mueven con plena independencia , Existe fuerza de atracción entre ellas

FACTOR DE COMPRESIBILIDAD

Por lo tanto :

El Factor de compresibilidad (Z) se define como la razón

entre el volumen molar de un gas real

(Vreal) y el correspondiente volumen de un gas ideal

(Videal),

No obstante para un

gas real la fracción

es diferente de 1 y se designa factor de

compresibilidad (z)

PV=ZnRT

Vm=

El factor de compresibilidad es una función de la presión,

temperatura y naturaleza del gas.

Representación de z versus p para varios

gases a 0 ºC

Representación de z vs p del metano a diversas

temperaturas

Se tiene 1000 l a 20ºc y 200 atm de gas metano. calcúlese el volumen que ocupara esta masa de metano a 200ºc y 600 atm

 Solución :  

CH4 a 20ºC y 200 atm……z1 = 0.85

 CH4 a 200ºC y 600 atm …Z2 = 1.29 Aplicando la ecuación a las condiciones iniciales y luego a loas

condiciones finales y comparándose entre si tenemos que :

 

 

= = 

Despejando de la ecuación, V2 , y reemplazando valores  

V2 = 816 lit

= =

EJERCICIO

ESTADO CRITICO

Andrews, estudio el comportamiento del dióxido de carbono realizando un estudio del mismo a diferentes condiciones P,V,T. Los

resultados se muestran en la siguiente. Del diagrama resalta la constancia de la presión en la zona donde coexisten el líquido y el

vapor.

Esta región contiene 2 fases (Líquido +

vapor)

Existen un punto Pc llamado “punto

crítico”

A medida que ocurre la licuación

gradual del gas, va

aumentando la densidad en el

estado condensado.

Se observa de la figura como la meseta que

señala la presencia de las dos fases, se reduce al

aumentar la T, hasta que en la curva a 31,1°

es solo un punto. Se

aprecia como a temperaturas superiores ya no es posible

licuar al dióxido de

carbono, como lo era a

temperaturas inferiores.

El estado crítico es aquel en que las densidades del gas y el líquido parecen igualarse, denominándose al valor específico de las variables,

valor crítico.

Pc

ESTUDIO DE ANDREWS

Thomas Andrews, en sus estudios con CO2 a presión a distintas temperaturas, reconoció en 1869, por primera vez la existencia del

punto crítico (31.1 °C). En dicho punto desaparecía el límite entre gas y líquido.

Andrews sugirió que existía una temperatura crítica para cada gas. En 1879, Hannay y Hogart midieron la solubilidad de distintos sólidos en fluidos supercríticos. Estos trabajos abrieron la investigación

sobre las propiedades y aplicaciones de los fluidos supercríticos.

LICUEFACCIÓN DE LOS GASES

Licuefacción o licuación de los gases es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al liquido, por disminución de

la temperatura y el aumento de presión, llegando a una sobrepresión elevada, hecho que diferencia a la

licuefacción de la condensación.

La licuefacción de los gases fue descubierta por Michael Faraday en el año 1823, al

trabajar con amoniaco. Fue descubierta al someter el amoniaco a grandes presiones.

PUNTO CRITICO-CONSTANTES CRITICAS El fisicoquímico irlandés Thomas Andrews estudio el

comportamiento del dióxido de carbono bajo presión a diversas temperaturas.

Empleando una muestra de CO2

Thomas pudo licuar el fluido a

temperatura ambiente a

presiones muy altas.

Para su sorpresa, el límite entre las regiones del gas y del líquido desapareció a 31.10 °C. Al continuar aumentado la

presión, no pudo hacer que el gas regresara al estado líquido.

Este experimento condujo a Andrews a sugerir que existía una temperatura

crítica para cada gas. Por encima de esta

temperatura, el gas no puede licuarse aplicando

únicamente presión.

Punto Crític

o

Límite para el cual el volumen de un líquido es igual al de una masa igual de vapor o, dicho de otro modo, en el cual las densidades del líquido y del vapor son iguales.

Algunos gases, como el helio, el hidrógeno o el nitrógeno, poseen temperaturas críticas muy bajas y tienen que ser enfriados intensivamente antes de poder ser licuados.

Otros, como el amoníaco o el cloro, tienen temperaturas críticas elevadas y pueden licuarse a temperatura ambiente aplicando suficiente presión.

DIAGRAMA DE FASES

PUNTO CRITICO & PUNTO TRIPLE

TEMPERATURA CRÍTICA

• Es la temperatura máxima a la que puede

licuarse.

PRESIÓN

CRÍTICA

• Presión necesaria para licuar el gas a esa temperatura.

VOLUMEN

CRÍTICA

• El volumen que ocuparía un mol de

gas a su temperatura y presión críticas

CONSTANTES

CRITICAS

Constantes críticas de sustancias seleccionadas

FLUIDOS SUPERCRITICOS

Thomas Andrews, en sus estudios con CO2 a presión a distintas

temperaturas, reconoció en 1869, por primera vez la existencia del punto

crítico (31.1 °C). En dicho punto desaparecía el límite entre gas y

líquido. Andrews sugirió que existía una temperatura crítica para cada

gas. En 1879, Hannay y Hogart midieron la solubilidad de distintos

sólidos en fluidos supercríticos. Estos trabajos abrieron la investigación

sobre las propiedades y aplicaciones de los fluidos supercríticos.

HISTORIA

DEFINICIÓN

Un fluido supercrítico (FSC) es cualquier sustancia que se

encuentre en condiciones de presión y temperatura superiores a su punto crítico que se

comporta como “un híbrido entre un líquido

y un gas”.

En un diagrama de fases clásico, las curvas de fusión, sublimación y

vaporización muestran las zonas de coexistencia de dos fases. Tan solo hay un punto de coexistencia de

tres fases, el llamado punto triple (PT). El

cambio de fase se asocia a un cambio brusco de entalpía y densidad.

Tabla 1. Propiedades críticas de varios solventes (Reid et al, 1987)

SolventePeso

molecularTº crítica Presión crítica Densidad crítica

g/mol K MPa (atm) g/cm³

Dióxido de carbono (CO2) 44,01 304,1 7,38 (72,8) 0,469

Agua  (H2O) 18,02 647,3 22,12 (218,3) 0,348

Metano (CH4) 16,04 190,4 4,60 (45,4) 0,162

Etano (C2H6) 30,07 305,3 4,87 (48,1) 0,203

Propano (C3H8) 44,09 369,8 4,25 (41,9) 0,217

Etileno (C2H4) 28,05 282,4 5,04 (49,7) 0,215

Propileno (C3H6)

42,08 364,9 4,60 (45,4) 0,232

Metanol  (CH3OH) 32,04 512,6 8,09 (79,8) 0,272

Etanol (C2H5OH) 46,07 513,9 6,14 (60,6) 0,276

Acetona (C3H6O) 58,08 508,1 4,70 (46,4) 0,278

La compresibilidad isotérmica se hace

infinitamente positiva.

El coeficiente de expansión térmica es

infinito y positivo.

La entalpía de vaporización es cero.

Si la densidad se mantiene constante e

igual a la densidad crítica la capacidad calorífica

volumen constante tiende al infinito.

La densidad por encima del punto crítico depende

básicamente de la presión y la temperatura, pero en cualquier

caso está más cercana a la de los líquidos que a la de los gases.

PROPIEDADES