APORTACIONES E INVESTIGACIONES DE ANDREWS CON RESPECTO A LA CONDENSACIÓN DE LOS GASES

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UNIVERSIDAD DE GUAYAQUIL

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA

ASIGNATURA: Termodinámica II

TAREA: #1     SEMESTRE: 5to    PARALELO: A

TEMA: APORTACIONES E INVESTIGACIONES DE ANDREWS CON RESPECTO A LA CONDENSACIÓN DE LOS GASES

NOMBRE DEL Estudiante: BARZALLO CEVALLOS LUIS ENRIQUE

NOMBRE DEL PROFESOR: ING. JOSE CÁRDENAS MURILLO

FECHA DE REALIZACIÓN: 26 – MAYO – 2017

PERÍODO LECTIVO: ABRIL – SEPTIEMBRE 2017   CICLO: I

APORTACIONES E INVESTIGACIONES DE ANDREWS CON RESPECTO A LA CONDENSACIÓN DE LOS GASES

Biografía de Thomas Andrews[pic 3]

Thomas Andrews nació en Belfast, Irlanda del Norte, el 19 de diciembre de 1813. Fue un químico, físico y médico que estudió las transiciones de fase en la década de 1860.

En 1869 descubrió las condiciones indispensables para la licuefacción de los gases estudiando la relación entre la presión, la temperatura y el volumen del dióxido de carbono, midiendo los las presiones a distintos volúmenes a temperatura constante. Al repetir estas mediciones a distintas temperaturas logró graficar las isotermas para el dióxido de carbono (2) y estableció las constantes críticas, que posibilitaron el desarrollo de técnicas de licuefacción de gases que hasta entonces era imposible llevar al estado líquido (a mediados del siglo XIX estos gases eran llamados “gases estables”). El oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno y el helio se encontraban en este grupo.

Andrews mostró que si el gas se mantenía a una temperatura constante arriba de su temperatura crítica, era imposible licuarlo por la sola acción de la compresión (trayectoria A), y si se mantenía por abajo, el gas se licuaría por la sola acción de una presión suficiente (trayectoria B). Al hablar de licuefacción en este contexto, Andrews se refería específicamente a la aparición de una frontera, esto es, de una superficie entre el líquido y el vapor Andrews también mostró que es posible licuar el gas de una manera continua, esto es, sin que se presentara en ningún instante la formación de una superficie de separación entre las fases líquida y gaseosa. Para ello bastaba con llevar al gas a través de un proceso que le diera la vuelta al punto crítico, como se indica en la trayectoria C.

Gases Ideales

La ecuación de estado de un gas ideal está basada en la hipótesis de que las interacciones entre las moléculas de un gas a densidad muy baja son despreciables. Además, en estas condiciones, las moléculas que constituyen el gas se consideran partículas puntuales. En el modelo de gas ideal, las sustancias siempre se encuentran en estado gaseoso.

Sin embargo, el comportamiento de una sustancia real es mucho más complejo. Ésta puede experimentar lo que se denomina un cambio de fase o cambio de estado.

Cuando a una sustancia se le suministra o extrae una cierta cantidad de calor, a nivel microscópico las interacciones entre sus moléculas cambian y, dependiendo de su estado termodinámico, puede encontrarse en estado sólido, líquido o vapor, o en una combinación de estos estados.

Isotermas de Andrews

Las isotermas de un gas real tienen una forma más compleja que las isotermas de un gas ideal (hipérbolas), ya que deben dar cuenta de los cambios de fase que puede experimentar.

En la figura inferior se han representado las denominadas isotermas de Andrews. Dichas isotermas fueron medidas experimentalmente, y representan la presión en función del volumen a distintas temperaturas.

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La isoterma representada en rojo se denomina isoterma crítica (y su temperatura, la temperatura crítica). Esta isoterma separa dos comportamientos: cuando una sustancia se encuentra a una temperatura superior a su temperatura crítica, siempre está en estado gaseoso, por muy alta que sea la presión. Por el contrario, cuando está a una temperatura inferior a la crítica, puede estar en estado sólido, líquido o vapor (en la gráfica se han representado solamente las zonas de líquido y vapor).

Los puntos representados con las letras A y B corresponden respectivamente a los estados denominados vapor saturado y líquido saturado. Ambos están sobre una curva (representada en línea punteada) denominada curva de saturación. Por debajo de ella, todos los estados son una mezcla de líquido y vapor.

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