El gas (palabra inventada por el cientifico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo  XVII , sobre el latin chaos ^{[ 1 ]} ​) es un estado de agregacion de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presion, sus moleculas interaccionan o reaccionan debilmente entre si, sin formar enlaces moleculares, ^{[ 2 ]} ​ adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta concentracion de energia cinetica . Los gases son fluidos altamente compresibles , que experimentan grandes cambios de densidad con la presion y la temperatura . ^{[ 3 ]} ​

Las moleculas que constituyen un gas casi no son atraidas unas por otras, por lo que se mueven en el vacio a gran velocidad y muy separadas entre si, lo que explica sus propiedades: ^{[ 4 ]} ​

• Las moleculas de un gas se encuentran practicamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias ^{[ 5 ]} ​ y de atraccion entre las moleculas son despreciables, en comparacion con la velocidad a la que se mueven sus moleculas.
• Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contienen.
• Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que los contienen.
• Pueden comprimirse facilmente, debido a que existen enormes espacios vacios entre unas moleculas y otras.

A temperatura y presion ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrogeno, el oxigeno, el nitrogeno, el cloro, el fluor y los gases nobles , compuestos como el dioxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.

Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogeneas, por ejemplo vapor de agua y aire ; en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos , estado gaseoso ^{[ 6 ]} ​ o fase gaseosa .

Historia [ editar ]

En 1648 el quimico Jan Baptista van Helmont , considerado el padre de la quimica neumatica , creo el vocablo "gas" (durante un tiempo se uso tambien "estado aeriforme"), a partir del termino griego kaos (desorden) para definir las caracteristicas del anhidrido carbonico . Esta denominacion se extendio luego a todos los cuerpos gaseosos , tambien llamados fluidos elasticos , fluidos compresibles o aires , y se utiliza para designar uno de los estados de la materia .

La principal caracteristica de los gases respecto de los solidos y los liquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero tambien se encuentran compuestos de atomos y moleculas.

La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moleculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre si. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas tambien puede transformarse (en liquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensacion en el caso de los vapores y licuefaccion en el caso de los gases perfectos .

La mayoria de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxigeno , la temperatura necesaria es de ?183 °C. ^{[ 7 ]} ​

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo  XVII , cuando los cientificos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presion, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado , se podria obtener una formula que seria valida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones, debido a la buena aproximacion que tienen las moleculas que se encuentran mas separadas, y hoy en dia la ecuacion de estado para un gas ideal se deriva de la teoria cinetica . Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuacion del gas ideal, con una o mas de las variables mantenidas constantes

Empiricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura , la presion y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Emile Clapeyron en 1835

Comportamiento macroscopico de los gases [ editar ]

Al observar un gas, es tipico especificar un marco de referencia o una escala de longitud. Una escala de longitud mayor corresponde a un punto de vista macroscopico o global del gas. Esta region (denominada volumen ) debe tener un tamano suficiente para contener una gran muestra de particulas de gas. El analisis estadistico resultante de este tamano de muestra produce el comportamiento "promedio" (es decir, velocidad, temperatura o presion ) de todas las particulas de gas dentro de la region. Por el contrario, una escala de longitud mas pequena corresponde a un punto de vista microscopico o de particulas.

Macroscopicamente, las caracteristicas del gas medidas son en terminos de las propias particulas del gas (velocidad, presion o temperatura) o de su entorno (volumen). Por ejemplo, Robert Boyle estudio quimica neumatica durante una pequena parte de su carrera. Uno de sus experimentos relaciono las propiedades macroscopicas de la presion y el volumen de un gas. Su experimento utilizo un manometro de tubo en J que parece un tubo de ensayo con la forma de la letra J. Boyle atrapo un gas inerte en el extremo cerrado del tubo de ensayo con una columna de mercurio, lo que hace que el numero de particulas y la temperatura sean constantes. Observo que cuando se aumentaba la presion en el gas, al agregar mas mercurio a la columna, el volumen del gas atrapado disminuia (esto se conoce como relacion inversa). Ademas, cuando Boyle multiplico la presion y el volumen de cada observacion, el producto fue constante. Esta relacion se mantuvo para cada gas que Boyle observo que condujo a la ley (PV = k), nombrada en honor a su trabajo en este campo.

Hay muchas herramientas matematicas disponibles para analizar las propiedades de los gases. A medida que los gases estan sujetos a condiciones extremas, estas herramientas se vuelven mas complejas, desde las ecuaciones de Euler para el flujo no viscoso hasta las ecuaciones de Navier-Stokes ^{[ 8 ]} ​ que explican completamente los efectos viscosos. Estas ecuaciones se adaptan a las condiciones del sistema de gas en cuestion. El equipo de laboratorio de Boyle permitio el uso de algebra para obtener sus resultados analiticos. Sus resultados fueron posibles porque estaba estudiando gases en situaciones de presion relativamente baja donde se comportaban de una manera "ideal". Estas relaciones ideales se aplican a los calculos de seguridad para una variedad de condiciones de vuelo en los materiales en uso. El equipo de alta tecnologia que se utiliza hoy en dia fue disenado para ayudarnos a explorar con seguridad los entornos operativos mas exoticos donde los gases ya no se comportan de una manera "ideal". Esta matematica avanzada, que incluye estadisticas y calculo multivariable, posibilita la solucion a situaciones dinamicas tan complejas como la reentrada de vehiculos espaciales. Un ejemplo es el analisis de la reentrada del transbordador espacial que se muestra en la imagen para garantizar que las propiedades del material bajo esta condicion de carga sean adecuadas. En este regimen de vuelo, el gas ya no se comporta de manera ideal.

Leyes de los gases [ editar ]

Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presion , el volumen y la temperatura de un gas.

Ley de Boyle-Mariotte [ editar ]

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle ), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte , es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presion de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas, el volumen del gas varia de manera inversamente proporcional a la presion absoluta del recipiente:

Matematicamente se puede expresar asi:

${\displaystyle PV=k\,}$

donde ${\displaystyle k\,}$ es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes. ^{[ 9 ]} ​

Cuando aumenta la presion el volumen baja, mientras que si la presion disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante ${\displaystyle k\,}$ para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, debera cumplirse la relacion:

${\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,}$

donde:

• ${\displaystyle P_{1}={\text{Presion inicial}}\,}$
• ${\displaystyle P_{2}={\text{Presion final}}\,}$
• ${\displaystyle V_{1}={\text{Volumen inicial}}\,}$
• ${\displaystyle V_{2}={\text{Volumen final}}\,}$

Ademas, si se despeja cualquier incognita se obtiene lo siguiente:

${\displaystyle P_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{V_{1}}}\qquad V_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{P_{1}}}\qquad P_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{V_{2}}}\qquad V_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{P_{2}}}\,}$

Ley de Charles [ editar ]

A una presion dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin . ^{[ 10 ]} ​

Matematicamente la expresion seria:

${\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}}$   o   ${\displaystyle {\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}}$.

en terminos generales:

${\displaystyle V_{1}\cdot T_{2}=V_{2}\cdot T_{1}}$

Ley de Gay-Lussac [ editar ]

La presion de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura en kelvin : ^{[ 10 ]} ​

${\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}}$

Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura caracteristica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presion requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y finalmente, explote.

Ley general de los gases [ editar ]

Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:

${\displaystyle \qquad {\frac {PV}{T}}=C}$

Ley de los gases ideales [ editar ]

De la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales . ^{[ 10 ]} ​ Su expresion matematica es:

${\displaystyle PV=nRT}$

siendo ${\displaystyle P}$ la presion , ${\displaystyle V}$ el volumen , ${\displaystyle n}$ el numero de moles , ${\displaystyle R}$ la constante universal de los gases ideales y ${\displaystyle T}$ la temperatura en kelvin . Tomando el volumen de un mol a una atmosfera de presion y a 273 K, como 22,4 L se obtiene el valor de R = 0,082 atm· L ·K ^?1 ·mol ^?1

El valor de R depende de las unidades que se esten utilizando:

• R = 0,082 atm· L ·K ^?1 ·mol ^?1 si se trabaja con atmosferas y litros
• R = 8,31451 J·K ^?1 ·mol ^?1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
• R = 1,987 cal·K ^?1 ·mol ^?1
• R = 8,31451 × 10 ^?10 erg ·K ^?1 ·mol ^?1
• R = 8,31451 × 10 ^?3 m ³ ·kPa/(mol·K) si se trabaja con metros cubicos y kilo pascales

De esta ley se deduce que un mol (6,022 x 10 ²³ atomos o moleculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4  litros a 0  °C y 1  atmosfera . Vease tambien Volumen molar . Tambien se le llama la ecuacion de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.

Gases reales [ editar ]

Si se quiere afinar mas, o si se quiere medir el comportamiento de algun gas que escapa al comportamiento ideal, habra que recurrir a las ecuaciones de los gases reales , que son variadas y mas complicadas cuanto mas precisas.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaria un momento en el que no ocuparian mas volumen. Esto se debe a que entre sus particulas, ya sean atomos como en los gases nobles o moleculas como en el (O ₂ ) y la mayoria de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequenas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostaticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals .

El comportamiento de un gas suele concordar mas con el comportamiento ideal cuanto mas sencilla sea su formula quimica y cuanto menor sea su reactividad ( tendencia a formar enlaces). Asi, por ejemplo, los gases nobles al ser moleculas monoatomicas y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio , tendran un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguiran los gases diatomicos, en particular el mas liviano hidrogeno . Menos ideales seran los triatomicos, como el dioxido de carbono ; el caso del vapor de agua aun es peor, ya que la molecula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrogeno , lo que aun reduce mas la idealidad. Dentro de los gases organicos, el que tendra un comportamiento mas ideal sera el metano , perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Asi, el butano es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es, porque cuanto mas grande es la particula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colision e interaccion entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales, mientras que en otros casos hara falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empiricamente a partir del ajuste de parametros.

Tambien se pierde la idealidad en condiciones extremas, como altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. Tambien por su estabilidad quimica.

Comportamiento a escala microscopica [ editar ]

Si fuera posible observar un gas a traves de un microscopio suficientemente potente como para ver las particulas que lo forman ( moleculas , atomos , iones ), las veriamos moviendose de una manera mas o menos aleatoria. Estas particulas que forman el gas solo cambian la direccion de su movimiento cuando colisionan con otra particula o contra las paredes del contenedor. Si consideramos que estas colisiones son perfectamente elasticas , podremos considerar la sustancia como un gas ideal. El comportamiento de las particulas a nivel microscopico es descrito por la teoria cinetica de los gases .

Teoria cinetica de los gases [ editar ]

La teoria cinetica proporciona informacion sobre las propiedades macroscopicas de los gases al considerar su composicion molecular y su movimiento. Comenzando con las definiciones de momento y energia cinetica [16] se puede usar la conservacion del momento y las relaciones geometricas de un cubo para relacionar las propiedades macroscopicas del sistema de temperatura y presion con la propiedad microscopica de la energia cinetica por molecula. La teoria proporciona valores promediados para estas dos propiedades.

La teoria cinetica de los gases puede ayudar a explicar como el sistema (considerando la coleccion de particulas de gas) responde a los cambios de temperatura, con el correspondiente cambio de energia cinetica.

Por ejemplo: imagine que tiene un recipiente sellado de tamano fijo (volumen constante), que contiene un numero fijo de particulas de gas; partiendo del cero absoluto (la temperatura teorica a la que los atomos o moleculas no tienen energia termica, es decir, no se mueven ni vibran), se empieza a anadir energia al sistema calentando el recipiente, de modo que la energia se transfiera a las particulas del interior. Una vez que su energia interna esta por encima de la energia de punto cero, es decir, su energia cinetica (tambien conocida como energia termica) es distinto de cero, las particulas de gas comenzaran a moverse alrededor del contenedor. A medida que la caja se calienta mas (a medida que se agrega mas energia), las particulas individuales aumentan su velocidad promedio a medida que aumenta la energia interna total del sistema. La mayor velocidad promedio de todas las particulas conduce a una mayor velocidad a la que ocurren las colisiones (es decir, mayor numero de colisiones por unidad de tiempo), entre las particulas y el contenedor, asi como entre las particulas mismas.

A nivel macroscopico la cantidad medible de la presion, es el resultado directo de estas micro colisiones de particulas escopicos con la superficie, sobre la que, moleculas individuales ejercen una pequena fuerza, cada uno contribuyendo a la fuerza total aplicada dentro de un area especifica.

Asimismo, la cantidad de temperatura medible macroscopicamente es una cuantificacion de la cantidad total de movimiento o energia cinetica que exhiben las particulas.

Movimiento browniano [ editar ]

El movimiento browniano es el modelo matematico utilizado para describir el movimiento aleatorio de particulas suspendidas en un fluido. La animacion de las particulas de gas, usando particulas rosadas y verdes, ilustra como este comportamiento da como resultado la propagacion de los gases (entropia). Estos eventos tambien se describen mediante la teoria de particulas.

Dado que esta en el limite (o mas alla) de la tecnologia actual para observar particulas de gas individuales (atomos o moleculas), solo los calculos teoricos dan sugerencias sobre como se mueven, pero su movimiento es diferente del movimiento browniano porque el movimiento browniano implica un arrastre suave debido a la fuerza de friccion de muchas moleculas de gas, puntuada por violentas colisiones de una (o varias) molecula (s) de gas con la particula. La particula (que generalmente consta de millones o miles de millones de atomos) se mueve asi en un curso irregular, pero no tan irregular como se esperaria si se examinara una molecula de gas individual.

Fuerzas intermoleculares [ editar ]

Al comprimir un gas, las fuerzas intermoleculares, como los enlaces de hidrogeno entre las moleculas de agua de la imagen, comienzan a tener un papel mas activo.

Las atracciones o repulsiones momentaneas entre las particulas tienen un efecto sobre la dinamica del gas. En quimica fisica, el nombre que reciben las fuerzas intermoleculares es el de fuerzas de Van der Waals. Estas fuerzas tienen un papel en la determinacion de las propiedades fisicas de un gas, como por ejemplo su viscosidad o su flujo volumetrico. Si ignoramos estas fuerzas en determinadas condiciones podremos tratar un gas real como si fuera un gas ideal, esta asuncion nos permitira utilizar la ley de los gases ideales. La correcta utilizacion de estas relaciones a los gases requiere volver a la teoria cinetica. Cuando las particulas del gas poseen una carga magnetica o fuerza intermolecular su influencia sobre las otras moleculas 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 las particulas se ha reducido lo suficiente ya no se pueden evitar las colisiones entre las particulas a una temperatura normal.

Otra via para incrementar el numero de colisiones entre las particulas de una gas seria calentar un determinado volumen fijo de gas, ademas temperatura mas velocidad de las particulas y mas probabilidad de que haya colisiones. Todo esto significa que estas ecuaciones ideales proporcionan unos resultados razonables excepto para casos con una gran presion o temperatura (ionizacion). Estas condiciones excepcionales permiten la transferencia de energia en el interior del gas, y es precisamente la ausencia de transferencias internas de energia lo que permite hablar de condiciones ideales, a las que el intercambio de energia solo se produce en los limites del sistema.

Los gases reales experimentan algunas de estas colisiones y fuerzas intermoleculares, pero mientras sean estadisticamente despreciables los resultados de las ecuaciones ideales seguiran siendo validos. Por otro lado, cuando las particulas de un gas son comprimidas por lo que son muy cercanas las unas de las otras, el gas se comporta de manera mas parecida a un liquido, es la ausencia de transferencias internas de energia lo que nos permite hablar de condiciones ideales, a las que el intercambio de energia solo se produce en los limites del sistema. Los gases reales experimentan algunas de estas colisiones y fuerzas intermoleculares, pero mientras sean estadisticamente despreciables los resultados de las ecuaciones ideales seguiran siendo validos.

Comportamiento de los gases [ editar ]

Para el comportamiento termico de particulas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interes: presion , volumen , temperatura y masa de la muestra del material (o mejor aun cantidad de sustancia , medida en moles ).

Cualquier gas se considera un fluido porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal.

Sus moleculas, en continuo movimiento, colisionan elasticamente entre si y contra las paredes del recipiente que contiene al gas, contra las que ejercen una presion permanente. Si el gas se calienta, esta energia calorifica se invierte en energia cinetica de las moleculas, es decir, las moleculas se mueven con mayor velocidad, por lo que el numero de choques contra las paredes del recipiente aumenta en numero y energia. Como consecuencia la presion del gas aumenta, y si las paredes del recipiente no son rigidas, el volumen del gas aumenta.

Un gas tiende a ser activo quimicamente debido a que su superficie molecular es tambien grande, es decir, al estar sus particulas en continuo movimiento chocando unas con otras, esto hace mas facil el contacto entre una sustancia y otra, aumentando la velocidad de reaccion en comparacion con los liquidos o los solidos.

Para entender mejor el comportamiento de un gas, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son:

• Una sustancia gaseosa pura esta constituida por moleculas de igual tamano y masa. Una mezcla de sustancias gaseosas esta formada por moleculas diferentes en tamano y masa.
• Debido a la gran distancia entre unas moleculas y otras y a que se mueven a gran velocidad, las fuerzas de atraccion entre las moleculas se consideran despreciables.
• El tamano de las moleculas del gas es muy pequeno, por lo que el volumen que ocupan las moleculas es despreciable en comparacion con el volumen total del recipiente. La densidad de un gas es muy baja.
• Las moleculas de un gas se encuentran en constante movimiento a gran velocidad, por lo que chocan elasticamente de forma continua entre si y contra las paredes del recipiente que las contiene.

Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorias utilizan tanto la estadistica como la teoria cuantica, ademas de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades limite, como el UF ₆ , que es el gas mas pesado conocido.

Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesion y la gran energia cinetica de sus moleculas, las cuales se mueven.

Cambios de densidad [ editar ]

El efecto de la temperatura y la presion en los solidos y liquidos es muy pequeno, por lo que tipicamente la compresibilidad de un liquido o solido es de 10 ^?6   bar ^?1 (1 bar=0,1 MPa) y el coeficiente de dilatacion termica es de 10 ^?5   K ^?1 .

Por otro lado, la densidad de los gases es fuertemente afectada por la presion y la temperatura. La ley de los gases ideales describe matematicamente la relacion entre estas tres magnitudes:

${\displaystyle \rho ={\frac {p\,M}{R\,T}}}$

donde ${\displaystyle R\,}$ es la constante universal de los gases ideales , ${\displaystyle p\,}$ es la presion del gas, ${\displaystyle M\,}$ su masa molar y ${\displaystyle T\,}$ la temperatura absoluta .

Eso significa que un gas ideal a 300  K (27  °C ) y 1  atm duplicara su densidad si se aumenta la presion a 2 atm manteniendo la temperatura constante o, alternativamente, se reduce su temperatura a 150  K manteniendo la presion constante.

Presion de un gas [ editar ]

En el marco de la teoria cinetica , la presion de un gas es explicada como el resultado macroscopico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las moleculas del gas con las paredes del contenedor. La presion puede definirse por lo tanto haciendo referencia a las propiedades microscopicas del gas.

En efecto, para un gas ideal con N moleculas, cada una de masa m y moviendose con una velocidad aleatoria promedio v _rms contenido en un volumen cubico V , las particulas del gas impactan con las paredes del recipiente de una manera que puede calcularse de manera estadistica intercambiando momento lineal con las paredes en cada choque y efectuando una fuerza neta por unidad de area , que es la presion ejercida por el gas sobre la superficie solida.

La presion puede calcularse como:

${\displaystyle P={Nmv_{rms}^{2} \over 3V}}$ (gas ideal)

Este resultado es interesante y significativo no solo por ofrecer una forma de calcular la presion de un gas sino porque relaciona una variable macroscopica observable, la presion, con la energia cinetica promedio por molecula, 1/2 mv _rms ² , que es una magnitud microscopica no observable directamente. Notese que el producto de la presion por el volumen del recipiente es dos tercios de la energia cinetica total de las moleculas de gas contenidas.

Topicos especiales [ editar ]

Compresibilidad [ editar ]

En termodinamica se utiliza este factor ("Z") para alterar la ecuacion del gas ideal para tener en cuenta los efectos de compresibilidad de los gases reales. Este factor representa la relacion entre los volumenes especificos reales y los ideales. A veces se lo denomina "factor de modificacion" o correccion para ampliar el rango util de la ley de los gases ideales para fines de diseno. Normalmente este valor de Z esta muy cerca de la unidad. La imagen del factor de compresibilidad ilustra como Z varia en un rango de temperaturas muy frias.

Numero de Reynolds [ editar ]

En mecanica de fluidos, el numero de Reynolds es la relacion entre las fuerzas de inercia ( v _s ρ ) y las fuerzas viscosas ( μ/L ). Es uno de los numeros adimensionales mas importantes en la dinamica de fluidos y se usa, generalmente junto con otros numeros adimensionales, para proporcionar un criterio para determinar la similitud dinamica. Como tal, el numero de Reynolds proporciona el vinculo entre los resultados del modelado (diseno) y las condiciones reales a gran escala. Tambien se puede utilizar para caracterizar el flujo. ^{[ 11 ]} ​

Viscosidad [ editar ]

La viscosidad, una propiedad fisica, es una medida de que tan bien se adhieren las moleculas adyacentes entre si. Un solido puede soportar una fuerza de cizallamiento debido a la fuerza de estas fuerzas intermoleculares pegajosas. Un fluido se deformara continuamente cuando se somete a una carga similar. Si bien un gas tiene un valor de viscosidad mas bajo que un liquido, sigue siendo una propiedad observable. Si los gases no tuvieran viscosidad, entonces no se adheririan a la superficie de un ala delta y formarian una capa limite. Un estudio del ala delta en la imagen de Schlieren revela que las particulas de gas se adhieren entre si. ^{[ 11 ]} ​

Turbulencia [ editar ]

En la dinamica de fluidos, la turbulencia o el flujo turbulento es un regimen de flujo caracterizado por cambios caoticos y estocasticos en las propiedades. Esto incluye difusion de momento bajo, conveccion de momento alto y variacion rapida de presion y velocidad en el espacio y el tiempo. La vista satelital del clima alrededor de las islas Juan Fernandez ilustra un ejemplo. ^{[ 11 ]} ​

Capa limite [ editar ]

Las particulas se "pegan" a la superficie de un objeto que se mueva a traves de el. Esta capa de particulas se llama capa limite. En la superficie del objeto, es esencialmente estatico debido a la friccion de la superficie. El objeto, con su capa limite, es efectivamente la nueva forma del objeto que el resto de las moleculas "ven" a medida que el objeto se acerca. Esta capa limite puede separarse de la superficie, esencialmente creando una nueva superficie y cambiando por completo la trayectoria del flujo. El ejemplo clasico de esto es un perfil alar que entra en perdida . La imagen del ala delta muestra claramente el engrosamiento de la capa limite a medida que el gas fluye de derecha a izquierda a lo largo del borde de ataque. ^{[ 11 ]} ​

Principio de maxima entropia [ editar ]

A medida que el numero total de grados de libertad se acerca al infinito, el sistema se encontrara en el macroestado que corresponde a la mayor multiplicidad . Para ilustrar este principio, observe la temperatura de la superficie de una barra de metal congelada. Usando una imagen termica de la temperatura de la superficie, observe la distribucion de temperatura en la superficie. Esta observacion inicial de temperatura representa un " microestado ". En algun momento futuro, una segunda observacion de la temperatura de la superficie produce un segundo microestado. Al continuar este proceso de observacion, es posible producir una serie de microestados que ilustran la historia termica de la superficie de la barra. La caracterizacion de esta serie historica de microestados es posible eligiendo el macroestado que los clasifica con exito a todos en una sola agrupacion.

Equilibrio termodinamico [ editar ]

Cuando cesa la transferencia de energia de un sistema, esta condicion se conoce como equilibrio termodinamico. Por lo general, esta condicion implica que el sistema y los alrededores estan a la misma temperatura, por lo que el calor ya no se transfiere entre ellos. Tambien implica que las fuerzas externas estan equilibradas (el volumen no cambia) y que todas las reacciones quimicas dentro del sistema estan completas. El cronograma varia para estos eventos segun el sistema en cuestion. Un bloque de hielo , a una temperatura media, tarda horas en derretirse, mientras que en los semiconductores la transferencia de calor que ocurre en la transicion del dispositivo de un estado encendido a apagado podria ser del orden de unos pocos nanosegundos .

Vease tambien [ editar ]

Referencias [ editar ]

Bibliografia [ editar ]

• Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics . McGraw-Hill Higher Education. ISBN   978-0-07-001656-9 .  
• John, James (1984). Gas Dynamics . Allyn and Bacon. ISBN   978-0-205-08014-4 .  
• McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary study of chemistry .  
• Philip Hill and Carl Peterson. Mechanics and Thermodynamics of Propulsion: Second Edition Addison-Wesley, 1992. ISBN   0-201-14659-2
• National Aeronautics and Space Administration (NASA). Animated Gas Lab .
• Georgia State University. HyperPhysics .
• Antony Lewis WordWeb .
• Northwestern Michigan College The Gaseous State .
•   Varios autores (1910-1911). ≪ Encyclopædia Britannica ≫. En Chisholm, Hugh, ed. Encyclopædia Britannica . A Dictionary of Arts, Sciences, Literature, and General information (en ingles) ( 11.ª edicion). Encyclopædia Britannica, Inc.; actualmente en dominio publico .  

Enlaces externos [ editar ]

• Wikimedia Commons alberga una categoria multimedia sobre Gases .
• Wikiquote alberga frases celebres de o sobre Gas .
• Wikcionario tiene definiciones y otra informacion sobre gas .

• El Diccionario de la Real Academia Espanola tiene una definicion para gas .