Gases Ideales vs. Gases Reales

Presentación del tema: "Gases Ideales vs. Gases Reales"— Transcripción de la presentación:

1 Gases Ideales vs. Gases Reales

2 Ecuación general de los Gases:
P.V = n. R. T Permite relacionar las variables del estado gaseoso para un gas en un “estado” o instante. Las unidades de las variables están determinadas por la constante de los gases: R

3 Leyes de los Gases Ideales:
Permiten relacionar dos o tres variables para un gas ideal, cuando modificamos algunas condiciones.

4 Pero … Ni la Ecuación General de los Gases ni las Leyes de los Gases Ideales … permiten comprender el porqué los gases tienen ese determinado comportamiento.

5 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Es un modelo “que permite visualizar y comprender los sucedido en una gas u nivel de partículas cuando cambian las condiciones experimentales.”

6 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Desarrollada a lo largo del siglo XIX por los físicos Mexwell – Boltzman y culminada por Rudolf Claussius en 1857.

7 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Debemos partir de la base de que los gases poseen una estructura discontinua, por lo tanto … … los gases están formados por partículas.

8 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR Postulados.
Los gases constan de partículas que se encuentran en continuo movimiento “caótico”, es decir al azar. Las colisiones de las partículas son perfectamente “elásticas”. Es decir durante las colisiones no hay pérdida de energía por fricción.

9 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR Postulados
El volumen de todas las partículas que conforman el gas es insignificante frente al gran volumen total del recipiente que lo contiene. Las fuerzas de atracción y repulsión entre partículas son insignificantes. La energía cinética promedio de las partículas es directamente proporcional la temperatura absoluta o en escala Kelvin.

10 Deducciones de los postulados
Postulado 1):las partículas chocan entre ellas y con las paredes del recipiente. Postulado 2):al no existir pérdida de energía, entonces la temperatura de un gas es constante a lo largo del tiempo

11 Deducciones de los postulados
Postulado 3):el volumen de un gas es el volumen del sistema que lo contiene. Postulado 4):las moléculas tienen libre movimiento independiente de la presencia cercana de otras partículas del mismo u otro gas. Explica la difusión.

12 Deducciones de los postulados
Postulado 5):al aumentar la T, se incrementa la Ec de las partículas en la misma proporción.

13 Variables de los gases y la teoría cinética molecular
Presión de un gas: “Es causada por el choque de las partículas contra las paredes de un recipiente.” La magnitud de la presión depende: de la frecuencia de los choques. y la fuerza con que se dan las colisiones

14 Variables de los gases y la teoría cinética molecular
La temperatura absoluta de un gas: “Es una medida del contenido energético cinético promedio de las partículas” Al aumentar la T, aumentamos de forma directamente proporcional la energía cinética y visceversa.

15 Variables de los gases y la teoría cinética molecular
El volumen de las partículas de un gas: es completamente insignificante, por lo tanto las partículas de una gas son puntuales. Vgas = Vpartículas + Vsistema Igual a 0

16 Las observaciones empíricas de las propiedades de los gases, se comprenden fácilmente a partir de la Teoría Cinética Molecular.

17 Aplicación de la Teoría cinético Molecular a las Leyes de los Gases.
Ley de Boyle: La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus partículas con las paredes del recipiente. La frecuancia de las colisiones o el número de colisiones de las partículas con las paredes por segundo, es directamente proporcional a la densidad numérica (número de moléculas por unidad de volumen) del gas.

18 Aplicación de la Teoría cinético Molecular a las Leyes de los Gases.
Ley de Boyle: por lo tanto al disminuir el volumen de una cierta cantidad de gas aumenta la densidad numérica y por lo tanto la frecuencia de colisión, por ello la P de un gas aumenta.

19 Aplicación de la Teoría cinético Molecular a las Leyes de los Gases.
Ley de Charles: Debido a que la energía cinética promedio de las partículas es directamente proporcional a la T, un aumento de la T, incrementa la Ec promedio, provocando que las moléculas choquen con mayor fuerza contra las paredes del recipiente; entonces la P sube.

20 Aplicación de la Teoría cinético Molecular a las Leyes de los Gases.
Ley de Dalton: Si las moléculas no se atraen ni se repelen entre si, entonces la presión ejercida por un tipo de partículas no se afectará por l presencia de otro gas. En consecuencia la Pt está dada por la suma de las presiones individuales de los gases.

21 SON LOS GASES QUE CUMPLEN LAS LEYES DE LOS GASES
GASES IDEALES SON LOS GASES QUE CUMPLEN LAS LEYES DE LOS GASES

22 SON LOS GASES QUE REALMENTE EXISTEN Y CON LOS QUE PODEMOS INTERACTUAR.
GASES REALES SON LOS GASES QUE REALMENTE EXISTEN Y CON LOS QUE PODEMOS INTERACTUAR.

23 Desviación del comportamiento ideal de los gases reales.
El grado en que un gas real se aparta del comportamiento ideal puede verse reacomodando la ecuación general del gas ideal. P.V = z R.T Si z = 1, entonces la cantidad PV/RT es igual para diferentes gases.

24 Desviación del comportamiento ideal de los gases reales.
Gráfica para 1 mol de distintos gases en función de la presión. Los gases reales se desvían del comportamiento ideal a presiones altas. A presiones bajas la desviación del comportamiento ideal es pequeña.

25 Desviación del comportamiento ideal de los gases reales.
Gráfica de 1 mol de un mismo gas en función de la presión a diferentes temperaturas. Al aumentar la T, el comportamiento del gas se aproxima al ideal. Las desviaciones aumenten a medida que nos aproximamos a la temperatura de licuefacción del gas.

26 ¿Por qué se dan estas desviaciones?
Los supuestos o postulados de la Teoría Cinética Molecular nos ayudan a comprender las razones. Según la Teoría Cinética Molecular los gases carecen de fuerzas de atracción y no poseen volumen sus partículas.

27 ¿Por qué se dan estas desviaciones?
El espacio libre por el cual pueden moverse la moléculas es un poco menor al del sistema. En b) el volumen es menor por un aumento de presión, por lo tanto el volumen de las partículas se hace más significativo, y el espacio vacío del sistema es menor Esto genera que el V del gas sea mayor al del espacio vació. Vgas = Vpartículas + Vsistema distinto de cero.

28 Como consecuencia … PV = z RT
Esto genera un aumento en el cociente de la relación.

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30 ¿Por qué se dan estas desviaciones?
Además las fuerzas de atracción son importantes a distancias cortas, por lo tanto se hacen importantes cuando el volumen es pequeño. Esto genera que la fuerza de los impactos de las partículas con las paredes del recipiente sean menores. Esto genera que la presión del gas sea menor.

31 Como consecuencia … PV = z RT
Esto genera una disminución en el cociente de la relación.

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33 ¿Por qué se dan estas desviaciones?
La temperatura o Ec de las partículas compite con las fuerzas de atracción de las mismas. Al aumentar la temperatura, las fuerzas de atracción de las partículas se hacen menos importantes. La desviación positiva perdura a T altas por el volumen finito de las partículas.

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35 Resumiendo … Los gases ideales son los que cumplen con las Leyes de los Gases Ideales. Los gases reales cumplen con las leyes de los gases en determinadas condiciones.

36 Gases Reales Se aproximan al comportamiento ideal a altas temperaturas y a bajas presiones.

37 ¿Qué sucede con los gases reales que se trabajan en condiciones que no son las apropiadas?

38 Para predecir el comportamiento de los gases reales en condiciones poco apropiadas para suponer comportamiento ideal, se deber realizar una corrección e la Ecuación General de los Gases.

39 Corrección de Van der Waals
La ecuación desarrollada por el científico holandés Johannes Van der Waals, es una de las más utilizadas para predecir el comportamiento de los gases reales. Debido a esto es que se conoce a esta ecuación como Ecuación de Van der Waals.

40 Ecuación General de los Gases Ideales:
PV = nRT a esta ecuación hay que corregirle dos factores: Uno correspondiente al volumen finito que si tienen sus partículas, que repercuten en el término del V de la ecuación. El otro correspondiente a la presencia de fuerzas de atracción entre partículas que no son despreciables, y que repercuten el término de la P de la ecuación

41 Volumen y Presión real de los gases:
PV = nRT V = (V* - nb) V* = volumen medido en un gas real b = volumen de las partículas por mol, característico de cada gas. P = (P* - n2a ) P* = P medido de un gas ideal V a = constante característico de cada gas

42 Ecuación de Van der Waals
(P + n2a) (V + nb) = nRT V2 P* V* (medidos experimentalmente)