04. Gases Reales
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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