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El gas es uno de los cuatro estados fundamentales de la materia (los otros son sólido , líquido y plasma ). Un gas puro puede estar formado por átomos individuales (por ejemplo, un gas noble como el neón ), moléculas elementales hechas de un tipo de átomo (por ejemplo, oxígeno ) o moléculas compuestas hechas de una variedad de átomos (por ejemplo, dióxido de carbono ). Una mezcla de gases , como aire., contiene una variedad de gases puros. Lo que distingue a un gas de los líquidos y sólidos es la gran separación de las partículas de gas individuales. Esta separación generalmente hace que un gas incoloro sea invisible para el observador humano. La interacción de las partículas de gas en presencia de campos eléctricos y gravitacionales se considera [¿ por quién? ] insignificante, como lo indican los vectores de velocidad constante en la imagen.
El estado gaseoso de la materia ocurre entre los estados líquido y plasma, [1] el último de los cuales proporciona el límite superior de temperatura para los gases. Limitando el extremo inferior de la escala de temperatura se encuentran los gases cuánticos degenerativos [2] que están ganando cada vez más atención. [3] Los gases atómicos de alta densidad sobreenfriados a temperaturas muy bajas se clasifican según su comportamiento estadístico como gases Bose o gases Fermi . Para obtener una lista completa de estos estados exóticos de la materia, consulte la lista de estados de la materia .
Gases elementales [ editar ]
Los únicos elementos químicos que son moléculas homonucleares diatómicas estables en STP son hidrógeno (H 2 ), nitrógeno (N 2 ), oxígeno (O 2 ) y dos halógenos : flúor (F 2 ) y cloro (Cl 2 ). Cuando se agrupan con los gases nobles monoatómicos : helio (He), neón (Ne), argón (Ar), criptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn): estos gases se denominan "gases elementales".
Etimología [ editar ]
La palabra gas fue utilizada por primera vez por el químico flamenco de principios del siglo XVII, Jan Baptist van Helmont . [4] Identificó el dióxido de carbono , el primer gas conocido además del aire. [5] La palabra de Van Helmont parece haber sido simplemente una transcripción fonética de la palabra griega antigua χάος Chaos - la g en holandés se pronuncia como ch en "loch" (fricativa velar sorda, / x / ) - en cuyo caso Van Helmont fue simplemente siguiendo el uso alquímico establecido por primera vez atestiguado en las obras de Paracelso . Según la terminología de Paracelso, caos significaba algo así como "agua ultraenrarecida". [6]
Una historia alternativa [7] es que la palabra de Van Helmont está corrompida de gahst (o geist ), que significa un fantasma o espíritu. Esto se debió a que ciertos gases sugerían un origen sobrenatural, como su capacidad para causar la muerte, extinguir llamas y ocurrir en "minas, fondo de pozos, cementerios y otros lugares solitarios". En contraste, el historiador franco-estadounidense Jacques Barzun [8] especuló que Van Helmont había tomado prestada la palabra del alemán Gäscht , es decir, la espuma resultante de la fermentación.
Características físicas [ editar ]
Debido a que la mayoría de los gases son difíciles de observar directamente, se describen mediante el uso de cuatro propiedades físicas o características macroscópicas : presión , volumen , número de partículas (los químicos las agrupan por moles ) y temperatura. Estas cuatro características fueron observadas repetidamente por científicos como Robert Boyle , Jacques Charles , John Dalton , Joseph Gay-Lussac y Amedeo Avogadro para una variedad de gases en varios entornos. Sus estudios detallados finalmente llevaron a una relación matemática entre estas propiedades expresadas por elley de los gases ideales (consulte la sección de modelos simplificados a continuación).
Las partículas de gas están muy separadas entre sí y, en consecuencia, tienen enlaces intermoleculares más débiles que los líquidos o sólidos. Estas fuerzas intermoleculares son el resultado de interacciones electrostáticas entre partículas de gas. Las áreas con cargas similares de diferentes partículas de gas se repelen, mientras que las regiones con cargas opuestas de diferentes partículas de gas se atraen entre sí; Los gases que contienen iones cargados permanentemente se conocen como plasmas . Los compuestos gaseosos con enlaces covalentes polares contienen desequilibrios de carga permanentes y, por lo tanto, experimentan fuerzas intermoleculares relativamente fuertes, aunque la molécula, mientras que la carga neta del compuesto, permanece neutra. Existen cargas transitorias inducidas aleatoriamente a través de enlaces covalentes no polaresde moléculas y las interacciones electrostáticas causadas por ellas se conocen como fuerzas de Van der Waals . La interacción de estas fuerzas intermoleculares varía dentro de una sustancia, lo que determina muchas de las propiedades físicas únicas de cada gas. [9] [10] Una comparación de los puntos de ebullición de los compuestos formados por enlaces iónicos y covalentes nos lleva a esta conclusión. [11] Las partículas de humo a la deriva en la imagen proporcionan una idea del comportamiento de los gases a baja presión.
En comparación con los otros estados de la materia, los gases tienen baja densidad y viscosidad . La presión y la temperatura influyen en las partículas dentro de un cierto volumen. Esta variación en la separación y velocidad de las partículas se denomina compresibilidad . Esta separación y tamaño de partículas influye en las propiedades ópticas de los gases, como se puede encontrar en la siguiente lista de índices de refracción . Finalmente, las partículas de gas se separan o difunden para distribuirse homogéneamente por cualquier recipiente.
Macroscópico [ editar ]
Al observar un gas, es típico especificar un marco de referencia o una escala de longitud . Una escala de longitud mayor corresponde a un punto de vista macroscópico o global del gas. Esta región (denominada volumen) debe tener un tamaño suficiente para contener una gran muestra de partículas de gas. El análisis estadístico resultante de este tamaño de muestra produce el comportamiento "promedio" (es decir, velocidad, temperatura o presión) de todas las partículas de gas dentro de la región. Por el contrario, una escala de longitud más pequeña corresponde a un punto de vista microscópico o de partículas.
Macroscópicamente, las características del gas medidas son en términos de las propias partículas del gas (velocidad, presión o temperatura) o de su entorno (volumen). Por ejemplo, Robert Boyle estudió química neumática durante una pequeña parte de su carrera. Uno de sus experimentos relacionó las propiedades macroscópicas de la presión y el volumen de un gas. Su experimento utilizó un manómetro de tubo en J que parece un tubo de ensayo con la forma de la letra J. Boyle atrapó un gas inerte en el extremo cerrado del tubo de ensayo con una columna de mercurio., lo que hace que el número de partículas y la temperatura sean constantes. Observó que cuando se aumentaba la presión en el gas, al agregar más mercurio a la columna, el volumen del gas atrapado disminuía (esto se conoce como relación inversa ). Además, cuando Boyle multiplicó la presión y el volumen de cada observación, el producto fue constante. Esta relación se mantuvo para cada gas que Boyle observó que condujo a la ley (PV = k), nombrada en honor a su trabajo en este campo.
Hay muchas herramientas matemáticas disponibles para analizar las propiedades de los gases. A medida que los gases están sujetos a condiciones extremas, estas herramientas se vuelven más complejas, desde las ecuaciones de Euler para el flujo no viscoso hasta las ecuaciones de Navier-Stokes [12] que explican completamente los efectos viscosos. Estas ecuaciones se adaptan a las condiciones del sistema de gas en cuestión. El equipo de laboratorio de Boyle permitió el uso de álgebrapara obtener sus resultados analíticos. Sus resultados fueron posibles porque estaba estudiando gases en situaciones de presión relativamente baja donde se comportaban de una manera "ideal". Estas relaciones ideales se aplican a los cálculos de seguridad para una variedad de condiciones de vuelo en los materiales en uso. El equipo de alta tecnología que se utiliza hoy en día fue diseñado para ayudarnos a explorar con seguridad los entornos operativos más exóticos donde los gases ya no se comportan de una manera "ideal". Esta matemática avanzada, que incluye estadísticas y cálculo multivariable, posibilita la solución a situaciones dinámicas tan complejas como la reentrada de vehículos espaciales. Un ejemplo es el análisis de la reentrada del transbordador espacial que se muestra en la imagen para garantizar que las propiedades del material bajo esta condición de carga sean adecuadas. En este régimen de vuelo, el gas ya no se comporta de manera ideal.
Presión [ editar ]
El símbolo utilizado para representar la presión en las ecuaciones es "p" o "P" con unidades SI de pascales .
Cuando se describe un contenedor de gas, el término presión (o presión absoluta) se refiere a la fuerza promedio por unidad de área que el gas ejerce sobre la superficie del contenedor. Dentro de este volumen, a veces es más fácil visualizar las partículas de gas moviéndose en línea recta hasta que chocan con el contenedor (ver diagrama en la parte superior del artículo). La fuerza impartida por una partícula de gas en el contenedor durante esta colisión es el cambio en el momento de la partícula. [13] Durante una colisión, solo cambia el componente normal de la velocidad. Una partícula que viaja paralela a la pared no cambia su impulso. Por lo tanto, la fuerza promedio sobre una superficie debe ser el cambio promedio en el momento lineal. de todas estas colisiones de partículas de gas.
La presión es la suma de todos los componentes normales de la fuerza ejercida por las partículas que impactan las paredes del contenedor dividida por el área de la superficie de la pared.
Temperatura [ editar ]
El símbolo utilizado para representar la temperatura en las ecuaciones es T con unidades SI de kelvin .
La velocidad de una partícula de gas es proporcional a su temperatura absoluta . El volumen del globo en el video se reduce cuando las partículas de gas atrapadas disminuyen con la adición de nitrógeno extremadamente frío. La temperatura de cualquier sistema físico está relacionada con los movimientos de las partículas (moléculas y átomos) que forman el sistema [gaseoso]. [14] En mecánica estadística , la temperatura es la medida de la energía cinética promedio almacenada en una partícula. Los métodos para almacenar esta energía están dictados por los grados de libertad de la propia partícula ( modos de energía ). Energía cinética añadida ( endotérmicaproceso) a partículas de gas por medio de colisiones produce movimiento lineal, rotacional y vibratorio. Por el contrario, una molécula en un sólido solo puede aumentar sus modos vibratorios con la adición de calor, ya que la estructura cristalina reticular evita los movimientos lineales y rotacionales. Estas moléculas de gas calentado tienen un rango de velocidad mayor que varía constantemente debido a las constantes colisiones con otras partículas. El rango de velocidad se puede describir mediante la distribución de Maxwell-Boltzmann . El uso de esta distribución implica gases ideales cerca del equilibrio termodinámico para el sistema de partículas que se está considerando.
Volumen específico [ editar ]
El símbolo utilizado para representar el volumen específico en las ecuaciones es "v" con unidades SI de metros cúbicos por kilogramo.
El símbolo utilizado para representar el volumen en las ecuaciones es "V" con unidades SI de metros cúbicos.
Al realizar un análisis termodinámico , es típico hablar de propiedades intensivas y extensivas . Las propiedades que dependen de la cantidad de gas (ya sea en masa o en volumen) se denominan propiedades extensivas , mientras que las propiedades que no dependen de la cantidad de gas se denominan propiedades intensivas. El volumen específico es un ejemplo de una propiedad intensiva porque es la relación de volumen ocupado por una unidad de masa de un gas que es idéntica en todo un sistema en equilibrio. [15] 1000 átomos de un gas ocupan el mismo espacio que otros 1000 átomos para cualquier temperatura y presión determinadas. Este concepto es más fácil de visualizar para sólidos como el hierro que son incompresibles.en comparación con los gases. Sin embargo, el volumen en sí mismo, no específico, es una propiedad extensa.
Densidad [ editar ]
El símbolo utilizado para representar la densidad en las ecuaciones es ρ (rho) con unidades SI de kilogramos por metro cúbico. Este término es el recíproco de volumen específico.
Dado que las moléculas de gas pueden moverse libremente dentro de un contenedor, su masa normalmente se caracteriza por la densidad. La densidad es la cantidad de masa por unidad de volumen de una sustancia, o la inversa del volumen específico. Para los gases, la densidad puede variar en un amplio rango porque las partículas pueden acercarse libremente cuando están limitadas por la presión o el volumen. Esta variación de densidad se denomina compresibilidad . Al igual que la presión y la temperatura, la densidad es una variable de estado de un gas y el cambio de densidad durante cualquier proceso se rige por las leyes de la termodinámica. Para un gas estático , la densidad es la misma en todo el contenedor. Por tanto, la densidad es una cantidad escalar. Puede demostrarse mediante la teoría cinética que la densidad es inversamente proporcional al tamaño del recipiente en el que se encuentra confinada una masa fija de gas. En este caso de una masa fija, la densidad disminuye a medida que aumenta el volumen.
Microscópico [ editar ]
Si se pudiera observar un gas con un microscopio potente, se vería una colección de partículas (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) sin forma definida ni volumen que se encuentran en un movimiento más o menos aleatorio. Estas partículas de gas neutro solo cambian de dirección cuando chocan con otra partícula o con los lados del recipiente. En un gas ideal, estas colisiones son perfectamente elásticas. Esta partícula o vista microscópica de un gas se describe mediante la teoría cinético-molecular . Los supuestos detrás de esta teoría se pueden encontrar en la sección de postulados de la teoría cinética .
Teoría cinética [ editar ]
La teoría cinética proporciona información sobre las propiedades macroscópicas de los gases al considerar su composición molecular y su movimiento. Comenzando con las definiciones de momento y energía cinética , [16] se puede usar la conservación del momento y las relaciones geométricas de un cubo para relacionar las propiedades macroscópicas del sistema de temperatura y presión con la propiedad microscópica de la energía cinética por molécula. La teoría proporciona valores promediados para estas dos propiedades.
La teoría también explica cómo responde el sistema de gas al cambio. Por ejemplo, cuando un gas se calienta desde el cero absoluto, cuando (en teoría) está perfectamente quieto, su energía interna (temperatura) aumenta. A medida que se calienta un gas, las partículas se aceleran y su temperatura aumenta. Esto da como resultado un mayor número de colisiones con el contenedor por unidad de tiempo debido a las velocidades de partículas más altas asociadas con temperaturas elevadas. La presión aumenta en proporción al número de colisiones por unidad de tiempo.
Movimiento browniano [ editar ]
El movimiento browniano es el modelo matemático utilizado para describir el movimiento aleatorio de partículas suspendidas en un fluido. La animación de las partículas de gas, usando partículas rosadas y verdes, ilustra cómo este comportamiento da como resultado la propagación de los gases ( entropía ). Estos eventos también se describen mediante la teoría de partículas .
Dado que está en el límite (o más allá) de la tecnología actual para observar partículas de gas individuales (átomos o moléculas), solo los cálculos teóricos dan sugerencias sobre cómo se mueven, pero su movimiento es diferente del movimiento browniano porque el movimiento browniano implica un arrastre suave debido a la fuerza de fricción de muchas moléculas de gas, puntuada por violentas colisiones de una (o varias) molécula (s) de gas con la partícula. La partícula (que generalmente consta de millones o miles de millones de átomos) se mueve así en un curso irregular, pero no tan irregular como se esperaría si se examinara una molécula de gas individual.
Fuerzas intermoleculares [ editar ]
Como se discutió anteriormente, las atracciones (o repulsiones) momentáneas entre partículas tienen un efecto sobre la dinámica de los gases . En química física , el nombre que se da a estas fuerzas intermoleculares es fuerza de van der Waals . Estas fuerzas juegan un papel clave en la determinación de las propiedades físicas de un gas, como la viscosidad y el caudal (consulte la sección de características físicas). Ignorar estas fuerzas en determinadas condiciones permite que un gas real sea tratado como un gas ideal . Esta suposición permite el uso de las leyes de los gases ideales, lo que simplifica enormemente los cálculos.
El uso adecuado de estas relaciones de gases requiere la teoría cinético-molecular (KMT). Cuando las partículas de gas experimentan fuerzas intermolecularesgradualmente se influyen entre sí a medida que se reduce el espacio entre ellos (el modelo de enlace de hidrógeno ilustra un ejemplo). En ausencia de cualquier carga, en algún momento cuando el espacio entre las partículas de gas se reduce en gran medida, ya no pueden evitar colisiones entre ellas a temperaturas normales del gas. Otro caso de aumento de las colisiones entre partículas de gas incluiría un volumen fijo de gas, que al calentarse contendría partículas muy rápidas. Esto significa que estas ecuaciones ideales proporcionan resultados razonables, excepto en condiciones de presión extremadamente alta (compresible) o alta temperatura (ionizada). Todas estas condiciones exceptuadas permiten que la transferencia de energía tenga lugar dentro del sistema de gas.La ausencia de estas transferencias internas es lo que se conoce como condiciones ideales en las que el intercambio de energía ocurre solo en los límites del sistema. Los gases reales experimentan algunas de estas colisiones y fuerzas intermoleculares. Cuando estas colisiones son estadísticamente insignificantes (incompresibles), los resultados de estas ecuaciones ideales siguen siendo significativos. Si las partículas de gas se comprimen muy cerca, se comportan más como un líquido (verdinámica de fluidos ).
Modelos simplificados [ editar ]
Una ecuación de estado (para gases) es un modelo matemático que se utiliza para describir o predecir aproximadamente las propiedades de estado de un gas. En la actualidad, no existe una única ecuación de estado que prediga con precisión las propiedades de todos los gases en todas las condiciones. Por lo tanto, se han desarrollado varias ecuaciones de estado mucho más precisas para gases en rangos específicos de temperatura y presión. Los "modelos de gas" que se discuten más ampliamente son "gas perfecto", "gas ideal" y "gas real". Cada uno de estos modelos tiene su propio conjunto de supuestos para facilitar el análisis de un sistema termodinámico dado. [17] Cada modelo sucesivo amplía el rango de temperatura de cobertura al que se aplica.
Modelos de gas ideal y perfecto [ editar ]
La ecuación de estado para un gas ideal o perfecto es la ley de los gases ideales y se lee
donde P es la presión, V es el volumen, n es la cantidad de gas (en unidades molares), R es la constante universal de los gases , 8.314 J / (mol K) y T es la temperatura. Escrito de esta manera, a veces se le llama la "versión química", ya que enfatiza el número de moléculas n . También se puede escribir como
donde es la constante de gas específica para un gas en particular, en unidades J / (kg K), y ρ = m / V es la densidad. Esta notación es la versión del "dinamizador de gases", que es más práctica en el modelado de flujos de gas que implican aceleración sin reacciones químicas.
La ley de los gases ideales no presupone el calor específico de un gas. En el caso más general, el calor específico es función tanto de la temperatura como de la presión. Si se descuida la dependencia de la presión (y posiblemente también la dependencia de la temperatura) en una aplicación particular, a veces se dice que el gas es un gas perfecto , aunque las suposiciones exactas pueden variar según el autor y / o campo de la ciencia.
Para un gas ideal, la ley de los gases ideales se aplica sin restricciones sobre el calor específico. Un gas ideal es un "gas real" simplificado con el supuesto de que el factor de compresibilidad Z se establece en 1, lo que significa que esta relación neumática permanece constante. Un factor de compresibilidad de uno también requiere que las cuatro variables de estado sigan la ley de los gases ideales .
Esta aproximación es más adecuada para aplicaciones en ingeniería, aunque se pueden usar modelos más simples para producir un rango de "parque de pelota" en cuanto a dónde debería estar la solución real. Un ejemplo en el que la "aproximación de gas ideal" sería adecuada sería dentro de una cámara de combustión de un motor a reacción . [18] También puede ser útil mantener las reacciones elementales y las disociaciones químicas para calcular las emisiones .
Gas real [ editar ]
Cada uno de los supuestos enumerados a continuación se suma a la complejidad de la solución del problema. A medida que la densidad de un gas aumenta con el aumento de la presión, las fuerzas intermoleculares juegan un papel más sustancial en el comportamiento del gas, lo que da como resultado que la ley de los gases ideales ya no proporcione resultados "razonables". En el extremo superior de los rangos de temperatura del motor (por ejemplo, secciones de combustión - 1300 K), las partículas de combustible complejas absorben energía interna por medio de rotaciones y vibraciones que hacen que sus calores específicos varíen de los de las moléculas diatómicas y los gases nobles. A más del doble de esa temperatura, comienza a producirse la excitación electrónica y la disociación de las partículas de gas, lo que hace que la presión se ajuste a un mayor número de partículas (transición de gas a plasma ). [19]Finalmente, se supuso que todos los procesos termodinámicos describían gases uniformes cuyas velocidades variaban según una distribución fija. El uso de una situación de no equilibrio implica que el campo de flujo debe caracterizarse de alguna manera para permitir una solución. Uno de los primeros intentos de expandir los límites de la ley de los gases ideales fue incluir cobertura para diferentes procesos termodinámicos ajustando la ecuación para leer pV n = constante y luego variando n a través de diferentes valores como la relación de calor específico , γ .
Los efectos reales del gas incluyen aquellos ajustes realizados para tener en cuenta un rango más amplio de comportamiento del gas:
- Efectos de compresibilidad (se permite que Z varíe de 1.0)
- Capacidad térmica variable (los calores específicos varían con la temperatura)
- Fuerzas de Van der Waals (relacionadas con la compresibilidad, pueden sustituir otras ecuaciones de estado)
- Efectos termodinámicos de no equilibrio
- Problemas con la disociación molecular y reacciones elementales con composición variable.
Para la mayoría de las aplicaciones, un análisis tan detallado es excesivo. Los ejemplos en los que los efectos reales del gas tendrían un impacto significativo serían en el reingreso del Transbordador Espacial donde estaban presentes temperaturas y presiones extremadamente altas o los gases producidos durante eventos geológicos como en la imagen de la erupción del Monte Redoubt en 1990 .
Investigación histórica [ editar ]
Ley de Boyle [ editar ]
La ley de Boyle fue quizás la primera expresión de una ecuación de estado. En 1662, Robert Boyle realizó una serie de experimentos empleando un tubo de vidrio en forma de J, que estaba sellado en un extremo. Se añadió mercurio al tubo, atrapando una cantidad fija de aire en el extremo corto y sellado del tubo. A continuación, se midió cuidadosamente el volumen de gas a medida que se añadía más mercurio al tubo. La presión del gas podría determinarse por la diferencia entre el nivel de mercurio en el extremo corto del tubo y el del extremo largo abierto. La imagen del equipo de Boyle muestra algunas de las herramientas exóticas que utilizó Boyle durante su estudio de los gases.
A través de estos experimentos, Boyle notó que la presión ejercida por un gas mantenido a una temperatura constante varía inversamente con el volumen del gas. [20] Por ejemplo, si el volumen se reduce a la mitad, la presión se duplica; y si el volumen se duplica, la presión se reduce a la mitad. Dada la relación inversa entre presión y volumen, el producto de la presión ( P ) y el volumen ( V ) es una constante ( k ) para una masa dada de gas confinado siempre que la temperatura sea constante. Expresado como una fórmula, así es:
Debido a que los volúmenes y presiones antes y después de la cantidad fija de gas, donde las temperaturas antes y después son iguales, ambas son iguales a la constante k , se pueden relacionar mediante la ecuación:
Ley de Carlos [ editar ]
En 1787, el físico francés y pionero de los globos, Jacques Charles , descubrió que el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno, el dióxido de carbono y el aire se expanden en la misma medida en el mismo intervalo de 80 kelvin. Señaló que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura:
Ley de Gay-Lussac [ editar ]
En 1802, Joseph Louis Gay-Lussac publicó los resultados de experimentos similares, aunque más extensos. [21] Gay-Lussac dio crédito al trabajo anterior de Charles al nombrar la ley en su honor. Al propio Gay-Lussac se le atribuye la ley que describe la presión, que encontró en 1809. Establece que la presión ejercida sobre los lados de un contenedor por un gas ideal es proporcional a su temperatura.
Ley de Avogadro [ editar ]
En 1811, Amedeo Avogadro verificó que volúmenes iguales de gases puros contienen el mismo número de partículas. Su teoría no fue generalmente aceptada hasta 1858 cuando otro químico italiano Stanislao Cannizzaro pudo explicar las excepciones no ideales. Para su trabajo con gases un siglo antes, el número que lleva su nombre, la constante de Avogadro, representa el número de átomos que se encuentran en 12 gramos de carbono elemental-12 (6.022 × 10 23 mol -1 ). Este número específico de partículas de gas, a temperatura y presión estándar (ley de los gases ideales) ocupa 22,40 litros, lo que se conoce como volumen molar .
La ley de Avogadro establece que el volumen ocupado por un gas ideal es proporcional al número de moles (o moléculas) presentes en el recipiente. Esto da lugar al volumen molar de un gas, que en STP es de 22,4 dm 3 (o litros). La relación está dada por
donde n es igual al número de moles de gas (el número de moléculas dividido por el número de Avogadro ).
Ley de Dalton [ editar ]
En 1801, John Dalton publicó la ley de las presiones parciales de su trabajo con la relación de la ley de los gases ideales: La presión de una mezcla de gases no reactivos es igual a la suma de las presiones de todos los gases constituyentes por sí solos. Matemáticamente, esto se puede representar para n especies como:
- Presión total = Presión 1 + Presión 2 + ... + Presión n
La imagen del diario de Dalton muestra la simbología que usó como taquigrafía para registrar el camino que siguió. Entre las observaciones clave de su diario sobre la mezcla de "fluidos elásticos" (gases) no reactivos se encuentran las siguientes: [22]
- A diferencia de los líquidos, los gases más pesados no se desplazan al fondo al mezclarse.
- La identidad de las partículas de gas no jugó ningún papel en la determinación de la presión final (se comportaron como si su tamaño fuera insignificante).
Temas especiales [ editar ]
Compresibilidad [ editar ]
Los termodinámicos usan este factor ( Z ) para alterar la ecuación del gas ideal para tener en cuenta los efectos de compresibilidad de los gases reales. Este factor representa la relación entre los volúmenes específicos reales y los ideales. A veces se lo denomina "factor de modificación" o corrección para ampliar el rango útil de la ley de los gases ideales para fines de diseño. Por lo general, este valor Z está muy cerca de la unidad. La imagen del factor de compresibilidad ilustra cómo Z varía en un rango de temperaturas muy frías.
Número de Reynolds [ editar ]
En mecánica de fluidos, el número de Reynolds es la relación entre las fuerzas de inercia ( v s ρ ) y las fuerzas viscosas ( μ / L ). Es uno de los números adimensionales más importantes en la dinámica de fluidos y se usa, generalmente junto con otros números adimensionales, para proporcionar un criterio para determinar la similitud dinámica. Como tal, el número de Reynolds proporciona el vínculo entre los resultados del modelado (diseño) y las condiciones reales a gran escala. También se puede utilizar para caracterizar el flujo.
Viscosidad [ editar ]
La viscosidad, una propiedad física, es una medida de qué tan bien se adhieren las moléculas adyacentes entre sí. Un sólido puede soportar una fuerza de cizallamiento debido a la fuerza de estas fuerzas intermoleculares pegajosas. Un fluido se deformará continuamente cuando se somete a una carga similar. Si bien un gas tiene un valor de viscosidad más bajo que un líquido, sigue siendo una propiedad observable. Si los gases no tuvieran viscosidad, entonces no se adherirían a la superficie de un ala y formarían una capa límite. Un estudio del ala delta en la imagen de Schlieren revela que las partículas de gas se adhieren entre sí (consulte la sección Capa límite).
Turbulencia [ editar ]
En la dinámica de fluidos, la turbulencia o el flujo turbulento es un régimen de flujo caracterizado por cambios caóticos y estocásticos en las propiedades. Esto incluye difusión de momento bajo, convección de momento alto y variación rápida de presión y velocidad en el espacio y el tiempo. La vista satelital del clima alrededor de las islas Robinson Crusoe ilustra un ejemplo.
Capa límite [ editar ]
Las partículas, en efecto, se "pegarán" a la superficie de un objeto que se mueva a través de él. Esta capa de partículas se llama capa límite. En la superficie del objeto, es esencialmente estático debido a la fricción de la superficie. El objeto, con su capa límite, es efectivamente la nueva forma del objeto que el resto de las moléculas "ven" a medida que el objeto se acerca. Esta capa límite puede separarse de la superficie, esencialmente creando una nueva superficie y cambiando por completo la trayectoria del flujo. El ejemplo clásico de esto es un perfil aerodinámico estancado . La imagen del ala delta muestra claramente el engrosamiento de la capa límite a medida que el gas fluye de derecha a izquierda a lo largo del borde de ataque.
Principio de máxima entropía [ editar ]
A medida que el número total de grados de libertad se acerca al infinito, el sistema se encontrará en el macroestado que corresponda a la multiplicidad más alta . Para ilustrar este principio, observe la temperatura de la piel de una barra de metal congelada. Usando una imagen térmica de la temperatura de la piel, observe la distribución de temperatura en la superficie. Esta observación inicial de la temperatura representa un " microestado". En algún momento futuro, una segunda observación de la temperatura de la piel produce un segundo microestado. Al continuar este proceso de observación, es posible producir una serie de microestados que ilustran la historia térmica de la superficie de la barra. Caracterización de esta serie histórica de microestados es posible eligiendo el macroestado que los clasifica correctamente a todos en una sola agrupación.
Equilibrio termodinámico [ editar ]
Cuando cesa la transferencia de energía de un sistema, esta condición se conoce como equilibrio termodinámico. Por lo general, esta condición implica que el sistema y los alrededores están a la misma temperatura, por lo que el calor ya no se transfiere entre ellos. También implica que las fuerzas externas están equilibradas (el volumen no cambia) y que todas las reacciones químicas dentro del sistema están completas. El cronograma varía para estos eventos según el sistema en cuestión. Un contenedor de hielo que se derrite a temperatura ambiente lleva horas, mientras que en los semiconductores la transferencia de calor que ocurre en la transición del dispositivo de un estado encendido a apagado podría ser del orden de unos pocos nanosegundos.
Ver también [ editar ]
- Gases de efecto invernadero
- Lista de gases
- Gas natural
- Gas volcánico
- Respirar gas
- Viento
 | A | ||||
|---|---|---|---|---|---|
| Sólido | Líquido | Gas | Plasma | ||
| Desde | Sólido | Derritiendo | Sublimación | ||
| Líquido | Congelación | Vaporización | |||
| Gas | Declaración | Condensación | Ionización | ||
| Plasma | Recombinación | ||||
Notas [ editar ]
- ^ Esta discusión de principios del siglo XX infiere lo que se considera el estado del plasma. Véase la página 137 de American Chemical Society, Faraday Society, Chemical Society (Gran Bretaña) The Journal of Physical Chemistry, Volumen 11 Cornell (1907).
- ^ El trabajo de T. Zelevinski proporciona otro vínculo a la investigación reciente sobre el estroncio en este nuevo campo de estudio. Véase Tanya Zelevinsky (2009). "84Sr — perfecto para formar un condensado de Bose-Einstein" . Física . 2 : 94. Código bibliográfico : 2009PhyOJ ... 2 ... 94Z . doi : 10.1103 / física.2.94 .
- ^ Para el condensado de Bose-Einstein, consulte El microscopio de gas cuántico ofrece una visión de los extraños átomos ultrafríos . Ciencia diaria. 4 de noviembre de 2009.
- ^ JB van Helmont, Ortus medicinae . … (Amsterdam, (Países Bajos): Louis Elzevir, 1652 (primera edición: 1648)). La palabra "gas" aparece por primera vez en la página 58 , donde menciona: "... Gas (meum scil. Inventum) ..." (... gas (es decir, mi descubrimiento) ...). En la página 59 , dice: "... in nominis egestate, halitum illum, Gas vocavi, non longe a Chao ..." (... necesitando un nombre, llamé a este vapor "gas", no lejos de "caos" ...)
- ^ Ley, Willy (junio de 1966). "El sistema solar rediseñado" . Para tu información. Ciencia ficción de la galaxia . págs. 94-106.
- ^ Harper, Douglas. "gas" . Diccionario de etimología en línea .
- ^ Draper, John William (1861). Un libro de texto sobre química . Nueva York: Harper and Sons. pag. 178.
- ^ Barzun, Jacques (2000). Del amanecer a la decadencia: 500 años de vida cultural occidental . Nueva York: HarperCollins Publishers. pag. 199.
- ^ Los autores establecen la conexión entre las fuerzas moleculares de los metales y sus correspondientes propiedades físicas. Por extensión, este concepto se aplicaría también a los gases, aunque no de forma universal. Cornell (1907) págs. 164–5.
- ↑ Una notable excepción a esta conexión de propiedad física es la conductividad, que varía según el estado de la materia (compuestos iónicos en el agua) como lo describió Michael Faraday en 1833 cuando señaló que el hielo no conduce una corriente. Véase la página 45 de Faraday as a Discoverer (1868)de John Tyndall.
- ^ John S. Hutchinson (2008). Estudios de desarrollo de conceptos en química . pag. 67.
- ↑ Anderson, p.501
- ^ J. Clerk Maxwell (1904). Teoría del calor . Mineola: Publicaciones de Dover. págs. 319-20. ISBN 978-0-486-41735-6.
- ^ Véanse las páginas 137–8 de Society, Cornell (1907).
- ^ Kenneth Wark (1977). Termodinámica (3 ed.). McGraw-Hill. pag. 12 . ISBN 978-0-07-068280-1.
- ^ Para supuestos de la teoría cinética, consulte McPherson, págs. 60-61.
- ^ Anderson, págs. 289-291
- ^ Juan, p.205
- ^ John, págs. 247–56
- ^ McPherson, págs. 52–55
- ^ McPherson, págs. 55–60
- ^ John P. Millington (1906). John Dalton . págs. 72, 77–78.
Referencias [ editar ]
- Anderson, John D. (1984). Fundamentos de Aerodinámica . Educación superior McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-001656-9.
- John, James (1984). Dinámica de gases . Allyn y Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4.
- McPherson, William; Henderson, William (1917). Un estudio elemental de química .
Lectura adicional [ editar ]
 | Wikimedia Commons tiene medios relacionados con los gases . |
- Philip Hill y Carl Peterson. Mecánica y termodinámica de la propulsión: segunda edición Addison-Wesley, 1992. ISBN 0-201-14659-2
- Administración Nacional Aeronáutica y Espacial - NASA). Laboratorio de gas animado . Consultado en febrero de 2008.
- Universidad Estatal de Georgia. Hiperfísica . Consultado en febrero de 2008.
- Antony Lewis WordWeb . Consultado en febrero de 2008.
- Northwestern Michigan College El estado gaseoso . Consultado en febrero de 2008.
- Lewes, Vivian Byam; Estocada, Georg (1911). . Encyclopædia Britannica . 11 (11ª ed.). pag. 481–493.
