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Gas

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Estados de la materia
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Fases magnéticas


Un gas es un estado de la materia en que las fuerzas interatòmiques o intermoleculares entre los diferentes átomos o moléculas de una sustancia son tan pequeñas que la sustancia no adopta ni forma ni volumen fijo, tendiendo a expandirse tanto como sea posible para ocupar el recipiente que lo contiene.A la práctica, un gas puede ser definido como un fluido no condensable a temperatura ambiente.

Por extensión, las sustancias que se encuentran a una temperatura superior a su temperatura crítica son gases, un ejemplo sería el vapor de agua, caracterizado por una temperatura superior al ambiental (374 ºC), será un gas cuando se supere esta temperatura, dicho crítico.

El nombre viene de la pronunciación neerlandesa de la palabra griega "caos", que se usaba desde el siglo XVI para referirse al aire, el químico flamenco Jan Baptista van Helmont propuso su utilización aplicada al gases en el siglo XVII.

A nivel microscópico un gas se caracteriza porque sus partículas están muy separadas y la interacción entre ellas es muy baja.

Una sustancia gaseosa puede licuarse por enfriamiento o por compresión, hasta una cierta temperatura llamada temperatura crítica, a partir de la cual obtendríamos un fluido supercrític.

Mesa de contenidos

Propiedades físicas

A la fase gaseosa las partículas de una sustancia (átomos, moléculas, o iones ) se pueden mover libremente en cualquier dirección.
El comportamiento errático de las partículas de humo aportan pistas sobre el movimiento del gas que las rodea.

La mayoría de los gases son difíciles de observar con nuestros ojos, sólo los podemos describir a partir de cuatro propiedades físicas o características a nivel macroscópico: su presión, el volumen, el número de partículas (agrupadas mueles por los químicos) y la temperatura . Estas cuatro características fueron repetidamente observadas por científicos como Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Louis Joseph Gay-Lussac y Amedeo Avogadro para muchos gases y en diferentes condiciones. Sus detallados estudios trajeron a encontrar una relación matemática entre estas cuatro propiedades que se expresa por medio de la ley de los gases ideales (veáis más abajo).

Las partículas que forman el gas se encuentran ampliamente separadas las unas de las otras, y por lo tanto la influencia de una partícula sobre las adyacentes no será la misma que la que encontramos en el caso de los sólidos o los líquidos. Debido a la naturaleza electromagnética de las partículas hay un campo de fuerza al suyo cercando, las interacciones entre estos campos de bastante sueño conocidas con el término de fuerzas intermoleculares. En cuanto que cargas, las que tienen el mismo signo se repeles y las que son de diferente signo se atraen. Los gases formados por iones traen una carga eléctrica permanente y forman moléculas polares con enlaces covalentes. Estos enlaces producen una concentración permanente de la carga a las moléculas, mientras que a los compuestos la carga limpia es nula, las cargas transitorias existen a los enlaces covalentes de las moléculas y son conocidas como las fuerzas de van der Waals. Estas fuerzas intermoleculares influencian el movimiento de las partículas en función de la distancia, y en consecuencia afectan sus propiedades termodinámicas. A la temperatura y presión características de muchas aplicaciones, las partículas son habitualmente muy separadas y esta separación se corresponde a una fuerza atractiva muy pequeña, de forma que la fuerza intermolecular acontece negligible para muchas de estas aplicaciones. La interacción de las fuerzas intermoleculares varía en función del gas e influye en sus propiedades físicas características.[1]

Un gas también presenta las siguientes características:

Comportamiento a escala macroscópica

Cuando se analiza un sistema gaseoso, es habitual especificar un marco de referencia o escalera de longitud. Una escalera de longitud grande puede corresponder a una visión macroscópica del sistema, mientras que una escalera de longitud más pequeña corresponde a una visión microscópica. El sistema tiene que ser bastante grande (en volumen) cómo para contener un número bastante grande de partículas, de forma que el análisis estadístico resultante nos ofrezca unos resultados que concuerden con el comportamiento medio del sistema, hablamos de la velocidad, la temperatura o la presión de las partículas del sistema.

A escala macroscópica, las cantidades que se miden son en términos de los efectos a gran escala que tiene el gas sobre un sistema o su medio, como por ejemplo la velocidad, la presión o la temperatura. Hay muchas herramientas matemáticas para analizar las propiedades de un gas, pero cuando las condiciones son más extremas las herramientas acontecen mucho más complejas. Ecuaciones matemáticas, como por ejemplo las ecuaciones hidrodinámicas tendidos, las ecuaciones de Navier-Stoker y las ecuaciones de Euler, han sido desarrolladas para intentar modelar las relaciones de la presión, la densidad, la temperatura y la velocidad de un gas en movimiento.[2] Boyle pudo llegar a sus conclusiones sólo con la ayuda de la álgebra porque estudió los gases en presiones relativamente bajas, dentro de los límites donde su comportamiento es ideal. Pero hoy en día el alta tecnología nos ofrece herramientas que nos permiten explorar el comportamiento de sistemas de gases que no se comportan de manera ideal. Herramientas como la estadística o el cálculo multivariable hacen posible la solución a las complejas situaciones dinámicas como podrían ser las de la reentrada a la atmósfera de un vehículo espacial, donde el comportamiento de los gases no sigue el modelo ideal y donde hay que asegurarse que las condiciones no afectarán las propiedades del material de la nave.

Presión

Artículo principal: Presión

La presión que ejerce un gas uniformemente a través de la superficie de un contenedor se puede describir mediante teoría cinética simple. Las partículas de un gas se mueven continuamente en direcciones aleatorias y a menudo col·lideixen con las paredes del contenedor y/o entre ellas. Todas estas partículas presentan las magnitudes físicas de demasiado , momento y energía , que tienen que ser conservadas. En la mecánica clásica, el momento es, por definición, el producto de la demasiada y la velocidad. La energía cinética es la mitad de la demasiado multiplicada por la velocidad al cuadrado. La suma de todos los componentes normales de la forca ejercida por las partículas que impactan a las paredes del contenedor dividida por el área de las paredes es definida como la presión. Entonces, se puede decir que la presión es el momento lineal medio de estas partículas en movimiento. Un error común es creer que las colisiones de las moléculas entre ellas son esenciales para explicar la presión de un gas, pero en realidad su velocidad aleatoria es suficiente para definir esta cantidad.

Temperatura

Artículo principal: Temperatura termodinámica

La velocidad de las partículas de un gas es proporcional a su temperatura termodinámica. La temperatura de cualquier sistema físico es el resultado del movimiento de sus partículas, las moléculas y los átomos que lo componen. En la mecánica estadística, la temperatura es la medida de la energía cinética media almacenada a una partícula. Los métodos de almacenamiento de esta energía son dictados por los grados de libertad de la partícula en sí (modas de energía). La energía cinética añadida a las partículas de un gas como consecuencia de procesos endotérmicos también produce movimiento lineal, rotacional o vibratori, en cambio, en los sólidos sólo puede tener como consecuencia el aumento de la vibración de las moléculas dado que la estructura cristalina evita los movimientos lineales o rotatorios. A un gas calentado las partículas tienen una variación de la velocidad más grande y esta cambia continuamente debido a las colisiones con otras partículas. La variación en velocidad se suele describir con la distribución de Maxwell-Boltzmann. La utilización de esta distribución implica gases ideales cerca del equilibrio termodinámico para el sistema de partículas considerado.

Volumen específico

Artículo principal: Volumen específico

Cuando se lleva a cabo un análisis termodinámico, es habitual hablar de las propiedades intensivas y extensivas. Las propiedades que dependen de la cantidad de gas son las propiedades "extensivas", mientras que las que no dependen son las propiedades "intensivas". El volumen específico se un ejemplo de una propiedad intensiva, puesto que es el volumen ocupado por una unidad de demasiado de un material, cosa que quiere decir que el volumen ha sido dividido por la demasiada para obtener una cantidad en términos de, por ejemplo,\textstyle \frac{m^3}{kg} . Hay que destacar que la diferencia entre volumen y volumen específico es que la cantidad específica es independiente de la demasiada.

Densidad

Artículo principal: Densidad

Cómo que las moléculas tienen un movimiento libre dentro de un gas, la demasiada del gas se suele determinar mediante su densidad. La densidad es la demasiada de una sustancia dividida por el volumen o, más simplemente, el inverso del volumen específico. Por los gases, esta densidad puede variar significativamente porque las moléculas tienen movimiento libre. Macroscòpicament, la densidad es una variable de estado de un gas y el cambio de densidad durante cualquier proceso es regido por las leyes de la termodinámica. Cómo que hay muchas partículas en un movimiento completamente aleatorio, por un gas estático, la densidad es igual a todo el contenedor. Por lo tanto, la densidad es una magnitud escalar; es una cantidad física simple que tiene una magnitud pero que no tiene ninguna dirección asociada. Se puede mostrar por la teoría cinética que la densidad es proporcional a la medida del contener en que se encuentra una demasiada fija de gas.

Comportamiento a escala microscópica

Si observamos un gas a través de un microscopio bastante potente veremos un conjunto de partículas (moléculas, átomos, iones) moviéndose de una manera más o menos aleatoria. Estas partículas que forman el gas sólo cambian la dirección de su movimiento cuando col·lideixen con otra partícula o contra las paredes del contenedor. Si consideramos que estas colisiones son perfectamente elásticas, podremos considerar la sustancia como un gas ideal. El comportamiento de las partículas a nivel microscópico es descrito por la teoría cinética molecular de los gases.

Teoría cinética molecular

Artículo principal: Teoría cinética molecular

La teoría cinética molecular explica el comportamiento y las propiedades macroscópicas de los gases a partir de una descripción de su composición y del movimiento de las partículas a nivel microscópico. Esta teoría se basa en un serie de postulados, como por ejemplo: 1) La materia está constituida por partículas,; 2) Las partículas ejercen entre sí fuerzas de atracción que las mantienen unidas; 3) Las partículas son en movimiento constante. En función de los postulados que consideramos la teoría será más o menos compleja, en su expresión más simple permite llegar a la ley de Avogadro o ley de los gases perfectos.

La teoría explica como responden los sistemas gaseosos a los cambios, por ejemplo, si calentamos un gas, su energía interna (su temperatura) se incrementará. A medida que se calienta el gas observaremos que sus partículas también irán incrementando su velocidad. Si observamos la presión, constataremos que con el gas calentado ha aumentado el número de colisiones con las paredes del contenedor debido al incremento de la velocidad de las partículas debido al aumento de la temperatura, a medida que el número de colisiones contra las paredes del contenedor aumentan por unidad de tiempo la presión se incrementa de manera proporcional.

Movimiento brownià

Artículo principal: Movimiento brownià

El movimiento brownià es un modelo matemático que se utiliza para describir el movimiento aleatorio de las partículas inmersas a un fluido. La animación de la derecha ilustra como este comportamiento provoca la dispersión de los gases (entropía). Este comportamiento también es descrito por la física de partículas. Dado que la observación individual de las partículas de un gas (átomos o moléculas) al límite (o más allá) de la tecnología actual, sólo los cálculos teóricos aportan sugerencias sobre cómo se mueven, pero su movimiento es diferente de movimiento brownià.

Fuerzas intermoleculares

Cuando comprimimos un gas, las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intermoleculares, como los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua de la imagen, empiezan a jugar un papel más activo.

Las atracciones o repulsiones momentáneas entre las partículas tienen un efecto sobre la dinámica del gas. En química física, el nombre que reciben las fuerzas intermoleculares es el de fuerzas de van der Waals. Estas fuerzas juegan un papel en la determinación de las propiedades físicas de un gas, como por ejemplo su viscosidad o su flujo volumétrico. Si ignoramos estas fuerzas en determinadas condiciones podremos tratar un gas real cómo si fuera un gas ideal, esta asunción nos permitirá utilizar la ley de los gases ideales. La correcta utilización de estas relaciones a los gases requiere volver a la teoría cinética molecular. Cuando las partículas del gas poseen una carga magnética o fuerza intermolecular su influencia sobre las otras moléculas se incrementa a medida que se reduce el espacio que hay entre ellas. En ausencia de cargas, a un punto determinado donde el espacio entre los partículas se ha reducido bastante ya no se pueden evitar las colisiones entre las partículas a una temperatura normal. Otra vía para incrementar el número de colisiones entre las partículas de una gas sería calentar un determinado volumen fijo de gas, además temperatura más velocidad de las partículas y más probabilidad de que haya colisiones. Todo esto significa que estas ecuaciones ideales nos proporcionan un resultados razonables excepto para casos con una gran presión o temperatura (ionización). Estas condiciones excepcionales permiten la transferencia de energía en el interior del gas, y es precisamente la ausencia de transferencias internas de energía el que nos permite hablar de condiciones ideales, a las que el intercambio de energía sólo se produce a los límites del sistema. Los gases reales experimentan algunas de estas colisiones y fuerzas intermoleculares, pero mientras sean estadísticamente negligibles los resultados de las ecuaciones ideales continuarán siendo válidos. Por otro lado, cuando las partículas de un gas son comprimidas de forma que son muy cercanas las unas de las otras, el gas se comporta de manera más pareciendo a un líquido.

Modelos de los gases

La ecuación de estado de un gas es un modelo matemático que se utiliza para describir o predecir grosso modo su estado o sus propiedades. Actualmente no existe una ecuación que permita predecir de manera esmerada las propiedades de cualquier gas bajo cualquier situación. Por lo tanto, hay una cierta cantidad de ecuaciones de estado que han sido desarrolladas por gases con intervalos específicos de presión y temperatura. El estado de un gas está determinado por tres propiedades: su presión, su volumen y su temperatura. Estas propiedades están relacionadas de forma que imponiendo dos la tercera queda determinada, la ecuación que las relaciona es una ecuación de estado o ley del gas, existen diferentes modelos (aproximaciones) que se utilizan habitualmente, por ejemplo podemos hablar de los modelos del gas ideal, del gas real, etc. Cada una de estas aproximaciones tiene su propio conjunto de asunciones para facilitar el análisis de un determinado sistema termodinámico.

Gas ideal

En una primera aproximación, los gases cumplen la ley de los gases ideales, un gas ideal es aquel al que las fuerzas intermoleculares son negligibles debido a la separación entre las moléculas y al que las colisiones entre partículas son elásticas. Este modelo también considera que el gas es constituido por átomos (considerados como partículas puntuales), que se mueven libres de cualquier fuerza de atracción o repulsión entre ellas y las paredes del recipiente. La ley de los gases ideales describe, en condiciones de equilibrio termodinámico, la relación entre presión, volumen y temperatura del gas, la ecuación de estado de este modelo es:

P \cdot V = n \cdot R \cdot T

dónde P es la presión , V es el volumen que ocupa el gas, n es el número de mueles de gas y T es la temperatura dada en kelvins y R es una constante (constando de los gases) que dependerá de las unidades que estamos utilizando. Los valores más habituales de R son 0,082 atm·l/mol·K y 8.314 J/mol·K. Por ejemplo, uno muele de gas perfecto ocuparía 22,4 litros a una temperatura de 0 °C y una presión de 1 atmósfera (unos 101.325 pascal)

De esta ley se derivan la ley de Boyle o la de Charles y Gay-Lussac.

Ley de Boyle

La ley de Boyle establece que por una cierta demasiado de gas a una temperatura T constante, el producto del volumen V por la presión P es constante:

\left( P \cdot V \right)_T = k

O dedo de otro modo, por una cierta demasiado de gas a temperatura constante, las presiones son inversamente proporcionales a los volúmenes.

La figura geométrica que genera la ecuación anterior es una hipérbola equilátera. La ley de Boyle es una buena aproximación, pero no es válida para todos los gases. No existe un gas ideal que siga perfectamente la ley de Boyle. Pero las desviaciones del comportamiento de los gases reales son muy pequeñas para un gas a baja presión y a una temperatura lejana a la de licuefacción. La transformación isotérmica es por lo tanto un cambio del volumen y de la presión manteniendo constando la temperatura.

Ley de Charles y Gay-Lussac

La ley de Charles y Gay-Lussac establece que en condiciones de presión constante, el volumen de una demasiada conocida de gas aumenta o disminuye proporcionalmente al aumento o disminución de su temperatura.

V_P = V_0 \cdot \left( 1 + \alpha_0 \cdot T \right)

dónde V_0 es el volumen ocupado por el gas a 0 °C y es \alpha_0 igual a 1/273,15.

El proceso isobárico es una variación del volumen y de la temperatura a presión constante, en un diagrama presión-volumen sería representado por un segmento paralelo al eje de volúmenes. El cambio de volumen que experimenta un gas por cada grado celsius de temperatura es de 1/273 del volumen que ocupa el gas a 0 °C .

Segunda ley de Gay-Lussac

La segunda ley de Gay-Lussac establece que la relación entre la presión y el volumen es la misma que la que hay entre la temperatura y el volumen, de forma que podremos conocer la relación entre la presión de un gas y su temperatura cuando el volumen es constante. Un gas ideal a la temperatura de 0 °C tendrá una presión P0, si lo calentamos manteniendo constando el volumen tendremos que a la temperatura T:

P_T = P_0 \cdot \left( 1 + \alpha_0 \cdot T \right)

El procès isocòric es una variación de la presión y de la temperatura manteniendo un volumen constante.

Además de las leyes mencionades, también sería válida para un gas ideal la ley de Avogadro , que establece que en condiciones iguales de presión y temperatura, si dos gases ocupan el mismo volumen entonces ambos tendrán el mismo número de moléculas. O dedo de otro modo, si la presión y la temperatura son constantes el volumen del gas es proporcional al número de moléculas.

Gas real

Cada una de las asunciones que se citan más abajo añade complejidad a la solución del problema. A medida que se incrementa la densidad de un gas con el aumento de la presión, las fuerzas intermoleculares juegan un papel más importante en el comportamiento del gas de forma que la ley de los gases ideales deja de proporcionar resultados razonables. Al extremo superior de las temperaturas de un motor (por ejemplo, 1.300 K al combustor de una turbina de gas), las partículas del combustible absorben energía interna, el que significa que varía su calor específico y en consecuencia las vibraciones y rotaciones que causa son diferentes del que se observa a las moléculas diatòmiques y los gases nobles. Además del doble de esta temperatura empieza la excitación electrónica y la disociación de las partículas del gas causando un ajustamiento de la presión debido al aumento del número de partículas. Se espera que todos los procesos termodinámicos describan gases uniformes donde las velocidades de las partículas varían según una distribución fija. Una situación de no equilibrio implica que el flujo se tiene que caracterizar de alguna manera para llegar a alguna solución, uno de los primeros intentos para ampliar los límites de la ley de los gases ideales fue la inclusión de la cobertura para diferentes procesos termodinámicos ajustando la ecuación para considerar pV^n = constant y entonces ir variante n con diferentes valores como el cieficient de dilatación adiabática, γ.

La ley de los gases ideales predice que una cantidad dada de gas ocupara un volumen cada vez más grande, a medida que se reduce la presión. Pero, en realidad, los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el cual no ocuparían más volumen. Esto es debido a que entre sus átomos o moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido de a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las cual se los denomina fuerzas de Van der Waals.

Estas fuerzas de atracción y otros aspectos, como el vòlum que ocupa la propia molécula o átomo, se tienen en cuenta en modelos mejorados de gases. Un ejemplo es la ecuación del gas de Van der Waals: P = {{nRT}\over{V-nb}}-a{({{n}\over{V}})^2}, donde se añaden los parámetros a y b que son propios de cada gas. El parámetro b es una estimación del volumen de uno muele de partículas (en el estado más comprimido posible).

Para muchas aplicaciones un análisis tan detallado es excesiva, un ejemplo o los efectos de los gases reales tienen un impacto significativo que hay que tener en consideración sería por ejemplo la reentrada a la atmósfera de naves como los transbordadores espaciales o una erupción volcánica, en los dos casos nos encontramos con gases a temperaturas y presiones extremadamente altas.

Otros conceptos

Compressibilitat

Factor de compressibilitat del aire.

En termodinámica se utiliza el factor de compressibilitat (Z) para modificar la ecuación de estado de un gas ideal para tener en cuenta los efectos de compressibilitat de los gases reales. Este factor representa la relación entre los volumen específico real y el ideal. A veces se utiliza para ampliar los límites de validez o utilidad de la ley de los gases ideales para fines de diseño. Habitualmente Z es un valor muy cercano a la unidad.

Número de Reynolds

Imagen de satélite mostrando una turbulencia conocida como vórtice de von Karman.
Artículo principal: Número de Reynolds

En mecánica de fluidos, el número de Reynolds es una relación entre las fuerzas inercials (vsρ) y las de la viscosidad (μ/L). Es uno de los números adimensionals más importantes en dinámica de fluidos y se acostumbra a utilizar conjuntamente con otros para establecer un criterio para determinar la similitud dinámica. Este número proporciona un vínculo entre los resultados de un modelo y los que se obtendrían a escala real. También puede ser utilizado para caracterizar un flujo.

Viscosidad

Artículo principal: Viscosidad

La viscosidad es una propiedad física de la materia, una medida de la resistencia que presenta un material a fluir. Dedo de otro modo, es una medida de las fuerzas intermoleculares que tienden a mantener unidas las moléculas con las adyacentes. Un sólido puede soportar grandes fuerzas porque las fuerzas intermoleculares son muy fuertes. Un fluido, en cambio se deforma continuamente cuando se lo somete a una fuerza. A pesar de que los gases tienen un valor de viscosidad más pequeño que los líquidos todavía es bastante grande para ser observable.

Turbulencia

En dinámica de fluidos, una turbulencia es un tipo de flujo caracterizado por cambios de tipo caótico o aleatorio. Se caracterizan por un pequeño momento de difusión, un alto momento de convección y una rápida variación de la presión y la temperatura en el espacio y el tiempo. La turbulencia que muestra la imagen de la derecha es conocida como vórtice de von Karman y es una sucesión de vórtice .

Equilibrio termodinámico

Cuando a un sistema no hay transferencia de energía diremos que está en equilibrio termodinámico. Habitualmente esto implica que el sistema y el medio que lo rodea son a la misma temperatura de forma que no hay transferencia de calor entre ambos. Esto también implica que las fuerzas externas son en equilibrio (el volumen no cambia), y que todas las reacciones químicas en el interior del sistema han finalizado. El tiempo requerido para llegar a una situación de equilibrio termodinámico varía en función del sistema, por ejemplo, un contenedor con hielo fundiéndose a la temperatura ambiente de una habitación puede tardar horas a llegar mientras que a un semiconductor la transferencia de calor que se produce durante la transición de un estado a otro se puede producir en pocos nanosegundos.

Referencias

  1. ↑ Concept Development Studies inChemistry , John S. Hutchinson. (2008).
  2. ↑ John D. Anderson's Fundamentals of Aerodynamics (1984). ISBN 0-07-001656-9

Ved también

Bibliografía complementaria

Obtenido de «http://ks312095.kimsufi.com../../../../articles/a/e/r/aer%C3%B2bic.html»