Gas Real

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 elevadas presiones 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 misma sustancia, 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.

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.

Diferencia entre Gas Ideal y Real.

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1.- Un gas está formado por partículas llamadas moléculas.

Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.

2.- Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento.

Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.

3.- El número total de moléculas es grande.

La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las

moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4.- El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas.

Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el liquida pueden ser miles de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que nuestra suposición sea posible.

5.- No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques.

En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6.- Los choques son elásticos y de duración despreciable.

En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Teoría Cinética de los gases:

Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad.

Reducción de las variables macroscópicas a variables físicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la física de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.

La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras

propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

Ecuación de estado para un gas real

La ley de los gases reales es la ecuación de estado del gas real, un gas formado por partículas con volumen, con atracción y repulsión entre ellas y cuyos choques no son perfectamente elásticos (no conservan de momento ni la energía cinética), en contraposición a un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

Donde:

• = Presión del gas

• = Volumen del gas

• = Moles de gas.

• = Constante universal de los gases ideales

• = Temperatura.

• y son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

Teoría cinética molecular de los gases reales

• Todo gas real está formado por pequeñas partículas no puntuales (átomos o moléculas).

• Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en cualquier dirección.

• Un gas real ejerce una presión discontinua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.

• Los choques moleculares no son perfectamente elásticos. Hay pérdida de energía cinética.

• Se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.

• La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

Determinación del factor de Compresibilidad Z

Teorema de los Estados Correspondientes

El principio de los estados correspondientes fue deducido de la Ecuación De Estado Van der Walls, no fue de mucha precisión, en vista que no todos los gases tienen el mismo factor de comprensibilidad (Z), ya que esto solo seria valido a las condiciones críticas. En caso el valor critico es (Zc=0.375). Pero, este valor tampoco es preciso, ya que en forma matemática se ha demostrado que todos los hidrocarburos tienen valores de (Zc<3) y son diferentes entre sí. En 1936 Kay aplico el principio de los estados correspondientes a mezclas de hidrocarburos, y dedujo que todas las mezclas de hidrocarburos tienen el mismo factor de comprensibilidad a iguales condiciones de presión y temperatura seurreducida, esto significa que la ecuación se convierte en

Z=f (TSR y PSR)

Una forma de pensar en el factor (Z), es como un parámetro que convierte la ecuación generalizada de los gases ideales en una igualdad, Esto significa que si Z se graficara para una temperatura dada contra la presión para diferentes gases, se obtienen diferentes curvas. En cambio si el grafico se realizara, como la presión reducida en función de la temperatura reducida, se obtendría que la mayoría de los gases a las mismas condiciones de presión y temperatura reducida estén representados, casi por el mismo punto, lógicamente con un margen de error, el cual suele despreciarse. Es de gran importancia señalar que estos gráficos, se realizan colocando en el eje de la X los valores de presión reducida o seudorreducida, mientras que en el eje de la Y se coloca el factor Z. Y los valores de temperatura reducida se representa por medio de líneas continuas curvadas. En su mayoría en sentido horizontal y levemente caídas o elevadas. También es posible que se encuentren líneas que tienen cambios bruscos, debido fundamentalmente a las altas temperaturas