Gas

Gas , o estado gaseoso (del holandés.  gas , se remonta al otro griego. χάος ( háos ) - lit. caos [1] ) - uno de los cuatro principales estados agregados de la materia , caracterizado por enlaces muy débiles entre sus partículas constituyentes ( moléculas , átomos o iones ), así como su alta movilidad. Las partículas de gas se mueven casi libre y caóticamente en los intervalos entre colisiones, durante los cuales hay un cambio brusco en la naturaleza de su movimiento [2] .

El estado gaseoso de una sustancia en condiciones donde la existencia de una fase líquida o sólida estable de la misma sustancia suele denominarse vapor . Un gas real es un vapor altamente sobrecalentado, cuyas propiedades difieren ligeramente de las de un gas ideal. En este sentido, en la descripción termodinámica de vapores y gases reales, sólo se deben distinguir dos estados - vapores saturados (sistemas bifásicos) y vapores sobrecalentados  - (estados gaseosos monofásicos) [3] . Existe otra definición del concepto gas real , que incluye todo el rango del estado gaseoso de una sustancia desde vapor saturado hasta altamente sobrecalentado y altamente enrarecido.

Al igual que los líquidos , los gases son fluidos y resisten la deformación . A diferencia de los líquidos, los gases no tienen un volumen fijo , sino que tienden a llenar todo el volumen disponible (por ejemplo, un recipiente). A escala planetaria, el gas en la atmósfera es retenido por la gravedad y no forma una superficie libre.

El estado gaseoso es el estado más común de la materia en el Universo ( materia interestelar , nebulosas , estrellas , atmósferas planetarias , etc.). Las propiedades químicas de los gases y sus mezclas son muy diversas: desde gases inertes de baja actividad hasta mezclas de gases explosivas. El concepto de "gas" a veces se extiende no solo a agregados de átomos y moléculas, sino también a agregados de otras partículas [cuánticas] elementales (es decir, a un sistema cuántico ): fotones , electrones , partículas brownianas y también plasma .

Para evaporar un líquido, no es necesario calentarlo en absoluto. Puede reducir la presión atmosférica elevándose a una altura o aspirando .

Algunos casos especiales

Etimología

La palabra "gas" ( holandés.  gas ) fue acuñada a principios del siglo XVII por el naturalista flamenco J. B. van Helmont para designar el "aire muerto" ( dióxido de carbono ) que recibía. Según Ya. I. Perelman , Helmont escribió: "Llamé a ese gas de vapor , porque casi no difiere del caos de los antiguos" [5] .

También es posible que la influencia del  "ebullición" del gasen alemán también sea posible.

En Rusia , M. V. Lomonosov usó el término "líquidos elásticos" para designar gases , pero no echó raíces.

Propiedades físicas

Características macroscópicas

La mayoría de los gases son difíciles o imposibles de observar directamente con nuestros sentidos y se describen en términos de cuatro propiedades físicas o características macroscópicas: presión , volumen , número de partículas (los químicos usan el mol ) y temperatura . Estas cuatro características han sido estudiadas repetidamente durante mucho tiempo por científicos como Robert Boyle , Jacques Charles , John Dalton , Gay-Lussac y Amedeo Avogadro para varios gases en diversas condiciones. Su estudio detallado eventualmente condujo al establecimiento de una relación matemática entre estas propiedades, expresada en la ecuación de estado del gas ideal .

La característica principal del gas es que llena todo el espacio disponible sin formar una superficie. Los gases siempre se mezclan. Un gas es una sustancia isotrópica, es decir, sus propiedades no dependen de la dirección. En los casos en que las fuerzas gravitatorias pueden despreciarse o están equilibradas por otras fuerzas, la presión es la misma en todos los puntos del gas (consulte la ley de Pascal ).

En el campo de las fuerzas gravitatorias, la densidad y la presión no son las mismas en cada punto, decreciendo con la altura según la fórmula barométrica . En consecuencia, en el campo de la gravedad, la mezcla de gases se vuelve heterogénea. Los gases pesados ​​tienden a asentarse más abajo, mientras que los gases más ligeros tienden a elevarse. En el campo gravitatorio, cualquier cuerpo sumergido en gas se ve afectado por la fuerza de Arquímedes [6] , que se utiliza para hacer volar globos y otros vehículos aeronáuticos llenos de gases ligeros o aire caliente.

El gas tiene una alta compresibilidad  : al aumentar la presión, aumenta su densidad . A medida que aumenta la temperatura, los gases se expanden. Cuando se comprime, un gas puede convertirse en líquido si su temperatura está por debajo de la llamada temperatura crítica. La temperatura crítica es una característica de un gas particular y depende de las fuerzas de interacción entre sus moléculas. Entonces, por ejemplo, el gas helio solo se puede licuar a una temperatura inferior a 4,2 K.

Hay gases que, al enfriarse, pasan a un cuerpo sólido, sin pasar por la fase líquida. La transformación de un líquido en gas se llama evaporación , y la transformación directa de un sólido en gas se llama sublimación .

Coexistencia con líquido

En un determinado rango de temperaturas y presiones, gas y líquido de la misma sustancia pueden coexistir en forma de un sistema bifásico en equilibrio. El gas sobre la superficie del líquido se llama vapor saturado .

Características microscópicas

Si se pudiera observar un gas bajo un microscopio potente, se podría ver un conjunto de partículas (moléculas, átomos, etc.) sin forma y volumen definidos, que se encuentran en movimiento caótico. Estas partículas de gas neutro solo cambian de dirección cuando chocan con otras partículas o con las paredes del recipiente. Si asumimos que estas interacciones (impactos) son absolutamente elásticas, esta sustancia pasa de ser un gas real a un gas ideal. Esta fracción, desde el punto de vista microscópico del gas, está descrita por la teoría cinética molecular . Todas las premisas que sustentan esta teoría se pueden encontrar en la sección "Postulados básicos" de la teoría cinética.

Movimiento térmico de moléculas de gas

La característica más importante del movimiento térmico de las moléculas de gas es el movimiento desordenado (caótico). La prueba experimental de la naturaleza continua del movimiento de las moléculas es la difusión y el movimiento browniano .

La difusión es el fenómeno de la penetración espontánea de moléculas de una sustancia en otra. Como resultado de la difusión mutua de sustancias, su concentración se iguala gradualmente en todas las áreas del volumen que ocupan. Se ha establecido que la velocidad del proceso de difusión depende del tipo de sustancias y de la temperatura.

Uno de los fenómenos más interesantes que confirman la aleatoriedad del movimiento de las moléculas es el movimiento browniano, que se manifiesta en forma de movimiento térmico de partículas microscópicas de materia suspendidas en un gas. Este fenómeno fue observado por primera vez en 1827 por R. Brown , de cuyo nombre recibió su nombre. La aleatoriedad del movimiento de tales partículas se explica por la naturaleza aleatoria de la transferencia de impulsos de las moléculas de gas a una partícula desde diferentes direcciones. El movimiento browniano es tanto más notable cuanto más pequeña es la partícula y mayor es la temperatura del sistema. La dependencia de la temperatura indica que la velocidad del movimiento caótico de las moléculas aumenta al aumentar la temperatura, por lo que se denomina movimiento térmico.

Ley de Avogadro

Ley de Avogadro  : los mismos volúmenes de cualquier gas a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

Esta ley fue descubierta sobre la base de experimentos en química por el científico italiano Amedeo Avogadro en 1811. La ley se aplica a los gases débilmente comprimidos (por ejemplo, gases bajo presión atmosférica). En el caso de gases altamente comprimidos, no puede considerarse válido. La ley de Avogadro significa que la presión de un gas a una determinada temperatura depende únicamente del número de moléculas por unidad de volumen del gas, pero no depende de qué tipo de moléculas sean.

La cantidad de una sustancia que contiene el número de gramos igual a su peso molecular se llama molécula gramo o mol. De lo dicho se sigue que los moles de diferentes sustancias contienen el mismo número de moléculas. El número de moléculas en un mol de una sustancia, llamado "número de Avogadro", es una cantidad física importante. Según GOST 3651.2-97, se toma el valor de la constante de Avogadro:

NA = 6,0221367 10 23 ± 0,0000036 10 23 mol −1

El número de Avogadro, según CODATA-2010, es

NA = 6,02214129 10 23 ± 0,00000027 10 23 mol −1

Para determinar la constante de Avogadro se realizaron numerosos y variados estudios (del movimiento browniano, fenómenos de electrólisis, etc.), que dieron resultados bastante consistentes y son una clara evidencia de la realidad de las moléculas y de la estructura molecular de la materia.

Teoría cinética

La teoría cinética da una idea de las propiedades macroscópicas de los gases, considerando su estructura molecular y el movimiento de las moléculas. Comenzando con la definición de cantidad de movimiento y energía cinética, es posible, utilizando la ley de conservación de la cantidad de movimiento y las relaciones geométricas, relacionar las propiedades macroscópicas del sistema (temperatura y presión) con las propiedades microscópicas (la energía cinética de una molécula) .

La teoría cinética explica los fenómenos termodinámicos sobre la base de conceptos atomísticos. La teoría postula que el calor es una consecuencia del movimiento caótico de un número extremadamente grande de partículas microscópicas (átomos y moléculas). La teoría explica cómo reacciona un sistema de gas a las influencias externas. Por ejemplo, cuando un gas se calienta desde el cero absoluto , en el que sus partículas (clásicas) son absolutamente estacionarias, la velocidad de las partículas aumenta a medida que aumenta su temperatura. Esto conduce a un mayor número de sus colisiones con las paredes de la embarcación por unidad de tiempo debido a la mayor velocidad. A medida que aumenta el número de colisiones, aumenta su efecto sobre las paredes del recipiente, en proporción a lo cual aumenta la presión.

La explicación exitosa de las leyes de los gases, basada en las disposiciones de la teoría cinética, se ha convertido en uno de los factores que confirman la estructura atómica de las sustancias en la naturaleza. En la física moderna, la teoría cinética molecular se considera una parte integral de la mecánica estadística .

Corriente eléctrica en gases

Los gases son muy malos conductores, pero en estado ionizado, un gas es capaz de conducir una corriente eléctrica [7] . La conductividad del gas depende del voltaje de forma no lineal, ya que el grado de ionización varía según una ley compleja. Hay dos métodos principales de ionización de gases: ionización térmica e ionización por descarga eléctrica. Además, existe la llamada descarga eléctrica independiente (un ejemplo es el rayo ).

Ionización térmica: dar a los átomos suficiente energía cinética para separar un electrón del núcleo y la ionización posterior debido a un aumento en la temperatura del gas y el movimiento térmico de los átomos del gas, lo que lleva a colisiones y su transformación en energía cinética. Las temperaturas requeridas para la ionización de los gases son muy altas (por ejemplo, para el hidrógeno esta cifra es de 6000 K). Este tipo de ionización de gases se distribuye predominantemente en la naturaleza.

A bajas temperaturas, un gas también puede conducir corriente si la potencia de su campo eléctrico interno supera un determinado valor umbral. El valor umbral en este caso es el logro por un electrón bajo la acción de un campo eléctrico de suficiente energía cinética necesaria para la ionización de un átomo. Además, los electrones son nuevamente acelerados por el campo eléctrico para la ionización y ionizan dos átomos, etc. - el proceso se convierte en una cadena. En última instancia, todos los electrones libres llegarán al electrodo positivo, los iones positivos, el electrodo negativo. Este tipo de ionización se utiliza principalmente en la industria.

Cuando el cátodo se calienta por una descarga eléctrica con una corriente alta, se calienta hasta el grado de emisión termoiónica de electrones ( descarga de arco ).

Procesos de portabilidad

El gas se caracteriza por un alto coeficiente de autodifusión.

Los gases tienen baja conductividad térmica, ya que la transferencia de energía de una molécula a otra ocurre debido a raras colisiones. Esto explica las buenas propiedades de aislamiento térmico de la lana y el algodón, materiales en los que la mayor parte del volumen está lleno de aire. Pero en los gases, opera otro mecanismo de transferencia de calor: la convección .

Compresibilidad

La compresibilidad ( z)  es la relación entre el volumen específico de un gas y el volumen específico de un gas ideal con la misma masa molar . Como regla general, este número es ligeramente menor que la unidad, mientras que se desvía más significativamente cerca de la línea de saturación y para gases orgánicos bastante complejos, por ejemplo, para el metano en condiciones estándar [8] .

Hay varias formas de calcular el factor de compresibilidad:

Capacidad calorífica

La capacidad calorífica de un gas depende en gran medida de la naturaleza del proceso que tiene lugar con él. La capacidad calorífica isobárica y la isocórica más utilizadas ; para un gas ideal .

Conductividad térmica

La conductividad térmica de los gases es un fenómeno de transferencia dirigida de energía térmica debido a la colisión de partículas de gas sin transferencia de materia.

Viscosidad

A diferencia de los líquidos , la viscosidad cinemática de los gases aumenta al aumentar la temperatura, aunque para la viscosidad dinámica la dependencia es menos pronunciada. La viscosidad también aumenta con la presión.

Número de Prandtl

El número de Prandtl (relación entre la viscosidad cinemática y la difusividad térmica ) para los gases suele ser ligeramente inferior a uno.

Modelos de gas simplificados

Una ecuación de estado (para gases) es un modelo matemático que se utiliza para aproximar o modelar las propiedades de un gas. Actualmente, no existe una única ecuación de estado que prediga con precisión las propiedades de todos los gases en cualquier condición. Por lo tanto, se ha desarrollado una gran cantidad de ecuaciones de estado exactas para gases específicos en el rango de ciertas temperaturas y presiones. Los modelos matemáticos de gas más utilizados son los modelos de "gas ideal" y "gas real".

Gas ideal

Un gas ideal es un gas en el que las moléculas se pueden considerar como puntos materiales y se pueden despreciar las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. En la naturaleza, tal gas no existe, pero los gases enrarecidos reales tienen propiedades cercanas a un gas ideal a presiones que no superan las 200 atmósferas y temperaturas no muy bajas, ya que en tales condiciones la distancia entre las moléculas es mucho mayor que su tamaño. Desde el punto de vista de la termodinámica fenomenológica, un gas ideal (por definición) es un gas hipotético que no existe en la naturaleza, que obedece exactamente a la ecuación de estado gaseoso de Clapeyron-Mendeleev :

Hay tres tipos de gases ideales:

  1. Gas ideal clásico o gas de Maxwell-Boltzmann .
  2. Gas cuántico ideal de Bose (formado por bosones).
  3. Gas de Fermi cuántico ideal (formado por fermiones).

La energía interna de un gas ideal se describe mediante la siguiente ecuación:

dónde

es una constante (igual, por ejemplo, a 3/2 para un gas monoatómico),  — energía interna ( J ),  - presión ( Pa ),  - volumen (m 3 ),  - cantidad de sustancia ( mol ),  es la constante universal de los gases (J/(mol K)),  es la temperatura absoluta ( K ),  es el número de moléculas,  es la constante de Boltzmann (J/K).

Gas real

Un gas real  es un gas entre cuyas moléculas existen fuerzas de interacción intermolecular.

La experiencia ha demostrado que las leyes de los gases ideales son válidas con un alto grado de precisión para los gases reales sólo a temperaturas superiores a la crítica. Con un aumento de la presión y una disminución de la temperatura por debajo de la crítica, se encuentran desviaciones significativas en el comportamiento de todos los gases reales. Un gas real tiene una compresibilidad de fuerzas externas que es mucho menor que uno ideal. Los gases reales se condensan y la ecuación de estado de los gases ideales no puede explicar la transición de una sustancia de un estado gaseoso a un estado líquido [9] .

Las fuerzas de interacción intermolecular son de corto alcance, es decir, aparecen a distancias R ≤ 10 −9 m y disminuyen rápidamente al aumentar la distancia.

Las fuerzas de interacción intermolecular, dependiendo de la distancia entre las moléculas, pueden ser fuerzas de atracción o repulsión. Las fuerzas moleculares de atracción se llaman fuerzas de van der Waals . Puede verse en la figura que para grandes distancias entre moléculas, cuando la densidad del gas es baja, las fuerzas de van der Waals transmiten correctamente la naturaleza de la interacción entre moléculas. La parte de la curva correspondiente a la repulsión intermolecular en el modelo de van der Waals corresponde a la parte positiva de la curva. En esta sección, U (r) → ∞ en r ≤ d, es decir, los centros de las moléculas no pueden aproximarse a una distancia r < d (d es el diámetro de la molécula). En general, la curva discontinua representa la energía potencial de la interacción de pares de moléculas entre las que actúan fuerzas de atracción, y las fuerzas de repulsión aparecen solo en el caso de una colisión según el modelo de bola dura.

En 1873, van der Waals, habiendo analizado las razones de la desviación de las propiedades de los gases reales de la ley de Boyle-Mariotte, derivó una ecuación de estado para un gas real, en la que el volumen propio de las moléculas y las fuerzas de interacción entre se tomaron en cuenta. La expresión analítica de la ecuación de van der Waals para un mol de gas es:

,

donde los coeficientes y se denominan constantes de van der Waals, que dependen de la naturaleza química de la sustancia, la temperatura y la presión.

La ecuación de van der Waals para una cantidad arbitraria de gas con una masa tiene la forma:

La ecuación de van der Waals es una ecuación de estado aproximada para un gas real, y el grado de aproximación es diferente para diferentes gases. Se han escrito un gran número de ecuaciones de estado empíricas y semiempíricas para gases reales (la ecuación: Berthelot, Clausius-Clapeyron, Diterici, Redlich-Kwong, Kamerling-Onnes, etc.). Al aumentar el número de constantes en estas ecuaciones, se puede lograr un mejor acuerdo con la práctica en comparación con la ecuación de van der Waals. Sin embargo, la ecuación de van der Waals, debido a su simplicidad y al contenido físico de las constantes y sus constituyentes, es la más común para analizar el comportamiento cualitativo de los gases reales.

Véase también

Notas

  1. ↑ Diccionario de palabras extranjeras. - M .: " idioma ruso ", 1989. - 624 p. ISBN 5-200-00408-8
  2. ↑ Enciclopedia Física Vol. 1, 1988 , p. 375.
  3. ↑ Belokon N.I., Principios básicos de la termodinámica, 1968 , p. 78.
  4. ↑ Kirillin V. A., Termodinámica técnica, 1983 , p. 165.
  5. ↑ Perelman Ya. I., Entertainment Physics, 1994 , p. 109.
  6. ↑ Enciclopedia Física Vol. 1, 1988 , p. 123.
  7. ↑ Libro de texto elemental; física / Ed. Landsberg G. S.. - Ed. 8vo. - M. : Nauka , 1972. - T. 2. - S. 230-268.
  8. ↑ GOST 30319.1-96. Gas natural. Métodos de cálculo de propiedades físicas. Determinación de las propiedades físicas del gas natural, sus componentes y productos de su procesamiento.
  9. ↑ Vukalovich M.P., Termodinámica técnica, 1968 , p. 190-192.

Literatura