NO ME SALEN   (LECCIONES TEORICAS DE BIOFÍSICA DEL CBC)

   FLUIDOS   GASES 

  

INTRODUCCIONVivimos rodeados de aire, que es una mezcla de gases. Y permanentemente estamos intercambiando gases con él.  Las leyes que gobiernan este mundo invisible aclaran importantes aspectos de la vida.

Es necesario refrescar algunos conceptos que necesitaremos a menudo.

Unidad de masa atómica: aproximadamente la masa de un átomo de hidrógeno. Masa atómica relativa (MA): relación entre la masa de un átomo cualquiera y la

unidad de masa atómica. La masa relativa del átomo de hidrógeno es 1; la del oxígeno es 16.

Masa molecular relativa (MR): relación entre la masa de una molécula y la unidad de masa atómica. Por ejemplo, la masa molecular relativa de la molécula de hidrógeno (H2) es 2; la del oxígeno (O2) es 32.

Masa molar: es la masa de un mol de una sustancia (coincide numéricamente con la masa molecular relativa, expresada en gramos). Por ejemplo: un mol de moléculas de oxígeno (un mol de O2), masa 32 gramos, y pesa 32 gramos fuerza.

Mol: una colección de un número de Avogadro (6,02 x 1023) elementos. Por ejemplo en un mol de oxígeno hay 6,02 x 1023 moléculas de O2. El número de Avogadro se designa N0.

Número de moles (n): cantidad de moléculas, o de átomos, o de cualquier cosa expresada en moles.

Volumen molar: volumen que ocupa un gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm; 0 °C), cuyo valor es 22,414 litros.

Fracción molar (X = ni / nt): en una mezcla que tiene en total un cierto número de moles, nt... la fracción molar de un componente de la mezcla (que está presente en cierto número de moles, ni), es el cociente entre el número de moles del componente dividido el número de moles total, ni / nt.

Presión parcial (pi): es la presión que ejercería cada uno de los componentes de una mezcla gaseosa luego de remover los otros.

Gas ideal: es uno cuyas moléculas están tan separadas y el volumen de cada una es tan pequeño que muy rara vez se chocan entre sí. Cuanto más diluido esté un gas y menor sea su masa molecular relativa, más se aproxima su comportamiento al de un gas ideal. En este curso no se abordarán otras situaciones.

Temperatura absoluta: escala de temperaturas en grados Kelvin (K, sin el redondelito). Un grado Kelvin mide lo mismo que el grado Celsius o centígrado, pero las escalas absolutas y centígradas están corridas: tienen el cero en distinta temperatura. El cero de la escala Kelvin se corresponde con el –273 °C. No hay temperaturas inferiores al cero absoluto (0 K), que es inalcanzable, y que representa la quietud absoluta... y más frío no se puede estar ¿OK?

   

LEY DE LOS GASES IDEALES O ECUACION DE ESTADOSupongamos que tenemos una cierta masa (expresada en número de moles, n) de gas ideal cualquiera que se encuentra a una cierta presión (P) y a cierta temperatura (T, en escala absoluta), y que ocupa un cierto volumen (V). Cualquiera de estas características puede variar: puede aumentar o disminuir su temperatura o su volumen o su presión, o incluso el número de moles, o puede que estas características varíen simultáneamente... pero siempre se va a cumplir la siguiente relación:

P V = n R T

donde R es una constante, llamada de los gases ideales, cuyo valor depende de las unidades en que se midan las variables. Puede ser

R = 8,314 J mol-1K-1

R = 0,08207  l atm mol-1K-1

MEZCLAS GASEOSAS – Ley de DaltonCuando estamos en presencia de una mezcla de gases, cada gas componente de la mezcla ocupa el mismo volumen y se halla a la misma temperatura. La mezcla se encuentra a cierta presión, pero es posible establecer qué porcentaje de la presión se debe a cada componente. Esta sencilla operación se la debemos a John Dalton (1766-1844), químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna y que recibe el nombre de Ley de Dalton o de las presiones parciales.

Esta ley sólo establece lo obvio: cada componente de la mezcla aporta a la presión totalen un porcentaje igual al porcentaje en que están presentes sus moléculas, es decir, igual a su fracción molar. Dicho de otro modo, la presión parcial es proporcional a la fracción molecular. 

ni / nt = pi / Pt

Otra consecuencia lógica de lo anterior es que la suma de todas las presiones parciales de cada uno de los gases presentes en una mezcla, debe ser igual a la presión de la mezcla.

Por ejemplo, en el aire seco a presión atmosférica normal, 1.013 hPa, como la fracción molar del oxígeno es nO2 = 0,21, la presión que ejerce el oxígeno será de pO2 = 213hPa.

 

1 mol de aire seco contiene:

      0,78 moles de nitrógeno (N2)

      0,21 moles de oxígeno (O2)

      0,009 moles de argón (Ar)

      0,0004 moles de dióxido de carbono (CO2)

      trazas de otros gases

Los números de moles suelen aparecer también como porcentajes. Así, por ejemplo, podemos decir que el aire seco contiene un 21% de oxígeno, pero hay que recordar que se trata de un porcentaje molar (cantidad de moléculas), no de masa, en cuyo caso sería otro valor.

 

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           CHISMES IMPORTANTES    

Si querés conocer la relación que hay entre la temperatura y la agitación de las    

moléculas podés ir acá. El aire seco es una rareza de laboratorio: el aire de verdad siempre tiene un poco de

humedad, pero la cantidad es muy variable como para poderla incluir en una tabla. Sin embargo suele ser el tercer componente en importancia, representando a veces hasta el 2,5%.

PREGUNTAS CAPCIOSAS  

¿Qué tienen adentro los tanques de oxígeno con los que salen a bucear los buzos? ¿De qué están llenos los tanques de oxígeno que están al lado de la camilla en el

quirófano? ¿Cuál es la diferencia entre el aire inspirado y el aire espirado?

 

 

Presión parcialEste artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 28 de marzo de 2013.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Presión parcial}} ~~~~

La presión parcial de un gas, en atmósferas, en una mezcla o solución, sería aproximadamente la presión de dicho gas si se eliminaran repentinamente todos los demás componentes de la mezcla o solución y sin que hubiese variación de temperatura. La presión parcial de un gas en una mezcla es la medida de la actividad termodinámica de lasmoléculas de dicho gas y, por lo tanto, es proporcional a la temperatura y concentración del mismo.

Índice

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1   Ley de Dalton de las presiones parciales

2   Fase líquida frente a fase gaseosa

3   Ley de Henry

4   Véase también

Ley de Dalton de las presiones parciales[editar]

Artículo principal: Ley de las presiones parciales

La presión parcial de un gas ideal en una mezcla es igual a la presión que ejercería en caso de ocupar él solo el mismo volumen a la misma temperatura. Esto sucede porque las moléculas de un gas ideal están tan alejadas unas de otras que no interactúan entre ellas. La mayoría de los gases reales se acerca bastante a este modelo.

Como consecuencia de esto, la presión total, es decir la suma de todas estas presiones, de una mezcla en equilibrio es igual a la suma de las presiones parciales de los gases presentes. Por ejemplo, para la reacción dada:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

La presión total es igual a la suma de las presiones parciales individuales de los gases que forman la mezcla:

Donde P es la presión total de la mezcla y Px denota la presión parcial de x.

Para calcular la presión parcial de un gas basta con multiplicar su fracción molar por la presión total de la mezcla. Es decir:

Si se disminuye el volumen del recipiente, la presión total de los gases aumenta. Por ser la reacción reversible, la posición de equilibrio se mueve hacia el lado de la reacción con un menor número de moles (en este caso, el producto del lado derecho). Por el Principio de Le Châtelier, esto sería como aumentar la fracción de la presión completa disponible a los productos, y disminuir la fracción disponible a los reactivos (porque hay más moles de reactivo que de producto). Varía la composición de los gases, por lo que aumenta la presencia de amoníaco. De forma similar, un cambio en la temperatura del sistema propicia la producción de reactivos (porque la reacción inversa es endotérmica).

La presión parcial de un gas es proporcional a su fracción molar, lo que es una medida de concentración. Esto quiere decir que se puede hallar la constante de equilibrio para una reacción en equilibrio que involucre una mezcla de gases a partir de la presión parcial de cada uno y la fórmula química de la reacción. La constante de equilibrio para los gases se denota como KP. Para una reacción:

aA + bB ↔ cC + dD

Así, la constante de equilibrio KP se puede calcular con,

Aunque la composición de los gases varía cuando se comprime el recipiente, el equilibrio permanece invariante (asumiendo que la temperatura permanezca también constante).

Fase líquida frente a fase gaseosa[editar]

La presión parcial en un fluido es igual a la del gas con el que el fluido está en equilibrio.

Cuando se expone un líquido a un gas, las moléculas del gas se disolverán en el líquido.

Ley de Henry[editar]

La ley de Henry se puede usar para determinar la presión parcial de un gas en el seno de un fluido.

P(z) = P x Xz

Por ejemplo, a 50 metros de profundidad (165 pies), la presión absoluta es de 6 bar (1 bar correspondiente a la presión atmosférica + 5 bar por la debida al agua) y la presión parcial de los componentes principales del aire, 21 % oxígeno y 79 % nitrógeno son:

P(N2) = 6 bar x 0,79 = 4,74 bar

P(O2) = 6 bar x 0,21 = 1,26 bar

El margen considerado seguro en cuanto a las presiones parciales de oxígeno en una mezcla gaseosa está entre 0,16 bar y 1,6 bar. Hay riesgo de sufrir hipoxia y pérdida repentina del conocimiento con una P(O2) menor de 0,16 bar. La toxicidad del oxígeno, implicando convulsiones, se convierte en un riesgo con una P(O2) superior a 1,6 bar. La presión parcial del oxígeno determina la profundidad máxima operativa de una mezcla gaseosa.

La narcosis producida por efecto del nitrógeno es un problema en las mezclas gaseosas que contienen dicho gas. La presión típica máxima prevista del nitrógeno ensubmarinismo recreativo es de unos 3,2 bar, basada en una profundidad equivalente de aire de 30 metros.

Calidad de Vapor

En termodinámica, la calidad del vapor es la fracción de masa en una mezcla

saturada que es el vapor, es decir, vapor saturado tiene una "calidad" del 100%, y el

líquido saturado tiene una "calidad" de 0%. La calidad del vapor es una propiedad

intensiva que puede ser utilizado en conjunción con otras propiedades intensivas

independientes para especificar el estado termodinámico del fluido de trabajo de un

sistema termodinámico. No tiene ningún significado para las sustancias que no están

saturados mezclas.

La calidad puede ser calculada dividiendo la masa del vapor por la masa de la mezcla

total:

donde indica la masa.

Otra definición utilizada por los ingenieros químicos define la calidad de un fluido

como la fracción que está saturado líquido. Según esta definición, un líquido saturado

tiene q = 0. Un vapor saturado tiene q = 1.

Cálculo

La expresión anterior para la calidad de vapor se puede expresar como:

,

donde es igual a cualquiera de entalpía específica, la entropía específica, el volumen

específico o energía interna específica, es el valor de la propiedad específica de la

sustancia en el estado líquido, mientras que bajo condiciones de saturación, y es el

valor de la propiedad específica de la sustancia en el estado gaseoso menos la del

estado líquido.

Otra expresión del mismo concepto es:

donde es la masa de vapor y es la masa líquida.

Calidad del vapor

La génesis de la idea de la calidad del vapor se deriva de los orígenes de la

termodinámica, cuando un recurso importante fue la máquina de vapor. Vapor de baja

calidad podría contener un alto porcentaje de humedad y por lo tanto dañar los

componentes con mayor facilidad. Vapor de alta calidad no se corroe la máquina de

vapor. Máquinas de vapor usan vapor de agua para impulsar los pistones o turbinas

que generan trabajo. La calidad de vapor se puede describir cuantitativamente por la

calidad del vapor, la proporción de vapor de agua saturado en una mezcla de

agua/vapor de agua saturado. es decir, una calidad de vapor de 0 indica 100% de

agua, mientras que una calidad de vapor de 1 indica 100% de vapor.

La calidad del vapor en la que se soplan silbatos de vapor es variable y puede afectar

a la frecuencia. Calidad del vapor determina la velocidad del sonido, que disminuye

con la disminución de la sequedad, debido a la inercia de la fase líquida. Además, el

volumen específico de vapor de agua para una temperatura dada disminuye al

disminuir la sequedad.

La calidad del vapor es muy útil en la determinación de la entalpía de mezclas de

agua/vapor saturado desde la entalpía de vapor de agua es muchos órdenes de

magnitud más alta que la entalpía de agua

Calidad del vapor

La calidad o título del vapor   es la fracción molar del vapor en el estado de mezcla que se obtiene a la salida de la turbina. La llamada ley de la palanca de Maxwell determina su valor. En la línea de coexistencia se tiene que: 

(2.1)

donde quiere decir cualquier propiedad extensiva --salvo la entalpía

libre-- es el título de vapor. Los subíndices se refieren a las propiedades del vapor y del líquido, y el valor de sin subíndice se refiere al punto cuyo título de vapor deseamos conocer.

Si aplicamos esta fórmula a la entalpía no obtenemos resultados puesto que no conocemos la entalpía de  ; sin embargo si la usamos con la entropía sí tenemos

la respuesta puesto que la entropía de   es la entropía de  . Así pues: 

(2.2)

Usando los datos de la tabla de la Sección ``Diagrama '', se obtiene:

(2.3)