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2006-10-03 07:48:17 · 9 respuestas · pregunta de analia 1 en Ciencias y matemáticas ➔ Física
La ley no toma en cuenta el volumen de las moleculas del gas, ni los choque entre ellas, por lo que es valida a temperaturas bajas y presiones bajas.
2006-10-03 10:46:04 · answer #1 · answered by Mas Sabe el Diablo por viejo que 7 · 1⤊ 0⤋
¿Sabes cuál es la mejor forma de expresar tu deseo? El deseo que le gustaría manifestar en tu vida . Por ejemplo , si desea manifestar riqueza tienes que expresarle para que llegue a tu mente subconsciente e impresione tu Yo Inferior de la manera más enfática posible para que llegue a pensar que esto es posible y de esta forma atraer a la Ley de la Atracción pare que cumple este deseo . Así que , si quieres conocer todos los trucos para atraer esta ley entonces necesitas el programa de Eric Amidi , El Secreto Detrás Del Secreto de aquí https://tr.im/1CePe .
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2016-07-11 13:30:37 · answer #2 · answered by Taylar 3 · 0⤊ 0⤋
Por que hay que aplicar las leyes de los gases reales para que se cumplan
2006-10-03 12:04:46 · answer #3 · answered by PALACIOS 3 · 0⤊ 0⤋
Hola estimado friend soy el Ing. Paris Adrian , puedo decirte que la ley de los gases ideales si se cumple pero bajo estrictas normas me gustaria saber mas lo que quieres o pretendes hacer de todos modos te dejo aqui un pequeño resumen de algo sobre los GASES IDEALES
Ley de los gases ideales
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). A bajas presiones,las ecuaciones de estado de los gases son sencillas:
La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.
p1.V1 = p2.V2
La ley de Charles y Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
V1/T1 = V2/T2
Otra ley afirma que a volumen constante la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
p1/T1 = p2/T2
Resumiendo:
p1.V1/T1 = p2.V2/T2 = constante
Definiendo las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) como, 1 atmósfera y 273 °K, para el volumen que ocupa un mol de cualquier gas (22,4 dm³), esta constante se transforma en:
constante = 1 atmósfera.22,4 dm³/273 °K.mol = 0,08205 atmósferas.dm³/°K.mol
Y se define R como la constante de los gases ideales:
R = 0,08205 atmósfera.dm³/°K.mol
La combinación de estas leyes proporciona la ley de los gases ideales, también llamada ecuación de estado del gas ideal:
p.V = n.R.T
donde n es el número de moles.
Teoría cinética de los gases
Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad.
La reducción de las variables macroscópicas a variables físicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la física de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.
Ecuación de Van der Waals
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta: los gases reales no se comportan exactamente así. En algunos casos, la desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal nunca podría convertirse en líquido o sólido por mucho que se enfriara o comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de la ley de los gases ideales
P.V = n.R.T
Una de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación de estado de Van der Waals
(p + a/v²).(v - b) = R.T
donde v = V/n
a y b son parámetros ajustables determinados a partir de medidas experimentales en gases reales. Son parámetros de la sustancia y no constantes universales, puesto que sus valores varían de un gas a otro.
La ecuación de Van der Waals también tiene una interpretación microscópica. Las moléculas interaccionan entre sí. La interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece a distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe corregirse para considerar las fuerzas atractivas y repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas tiene el efecto de excluir a las moléculas vecinas de una cierta zona alrededor de cada molécula. Así, una parte del espacio total deja de estar disponible para las moléculas en su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario restar este volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente (V); de ahí el término (V - b).
Transiciones de fase
A temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular se hace menor) y presiones altas o volúmenes reducidos (que disminuyen el espacio entre las moléculas), las moléculas de un gas pasan a ser influidas por la fuerza de atracción de las otras moléculas. Bajo determinadas condiciones críticas, todo el sistema entra en un estado ligado de alta densidad y adquiere una superficie límite. Esto implica la entrada en el estado líquido. El proceso se conoce como transición de fase o cambio de estado. La ecuación de Van der Waals permite estas transiciones de fase, y también describe una región de coexistencia entre ambas fases que termina en un punto crítico, por encima del cual no existen diferencias físicas entre los estados gaseoso y líquido. Estos fenómenos coinciden con las observaciones experimentales. En la práctica se emplean ecuaciones más complejas que la ecuación de Van der Waals.
Punto crítico
En física, punto de temperatura o presión que corresponde a un cambio en el estado físico de una sustancia. Durante el enfriamiento de una aleación metálica, el punto crítico se alcanza a la temperatura en que se produce una reorganización molecular que da lugar a una nueva forma de la sustancia; generalmente, esta reorganización se ve acompañada por la absorción o cesión de calor. La temperatura crítica de un gas es la temperatura máxima a la que puede licuarse; la presión crítica es la presión necesaria para licuar el gas a esa temperatura. Algunos gases,como el helio, el hidrógeno o el nitrógeno, poseen temperaturas críticas muy bajas y tienen que ser enfriados intensivamente antes de poder ser licuados. Otros, como el amoníaco o el cloro, tienen temperaturas críticas elevadas y pueden licuarse a temperatura ambiente aplicando suficiente presión. Una tercera característica del punto crítico es el volumen crítico, que es el volumen que ocuparía un mol de gas a su temperatura y presión críticas. Estas tres cantidades, la temperatura, presión y volumen críticos, se denominan conjuntamente constantes críticas de una sustancia.
Presión de vapor
La presión de vapor en equilibrio con un líquido o un sólido a cualquier temperatura se denomina presión de vapor de la sustancia a esa temperatura.
La presión de vapor de una sustancia es función de la temperatura solamente, no del volumen.
En un recipiente que contenga líquido y vapor en equilibrio a temperatura constante, la presión no depende de las cantidades relativas de vapor y líquido. Si por algún motivo la cantidad de líquido disminuye, el vapor se condensa (para compensar) y viceversa, pero si se suministra o sustrae calor a temperatura constante, la presión no varía.
La temperatura del punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión exterior.
Humedad
Medida del contenido de agua en la atmósfera. La atmósfera contiene siempre algo de agua en forma de vapor. La cantidad máxima depende de la temperatura; crece al aumentar ésta:
a 4,4 °C, 1.000 kg. de aire húmedo contienen un máximo de 5 kg. de vapor
a 37,8 °C 1.000 kg. de aire húmedo contienen un máximo de 18 kg. de vapor
Cuando la atmósfera está saturada de agua, el nivel de incomodidad es alto ya que la transpiración (evaporación de sudor corporal con resultado refrescante) se hace imposible.
El masa de vapor de agua contenido en un volumen de aire se conoce como humedad absoluta y se expresa en kg. de agua por m³ de aire seco.
Los científicos se refieren a estas medidas con gramos de vapor de agua por metro cúbico.
La humedad relativa,es la razón entre el contenido efectivo de vapor en la atmósfera y la cantidad de vapor que saturaría el aire a la misma temperatura.
HR (%) = 100%.pp (vapor de agua)
pv (a la misma temperatura)
Si la temperatura atmosférica aumenta y no se producen cambios en el contenido de vapor, la humedad absoluta no varía mientras que la relativa disminuye. Una caída de la temperatura incrementa la humedad relativa produciendo rocío.
La humedad se mide con un higrómetro. El índice de temperatura-humedad (índice T-H, también llamado índice de incomodidad) expresa con un valor numérico la relación entre la temperatura y la humedad como medida de la comodidad o de la incomodidad. Se calcula sumando 40 al 72% de la suma de las temperaturas en un termómetro seco y en otro húmedo. Por ejemplo, si la temperatura en el termómetro seco es de 30 °C y en el húmedo es de 20 °C, el índice T-H será de 76. Cuando el valor es 70, la mayoría de la gente está cómoda, si el índice es de 75 el ambiente se hace más incómodo.
Espero te alla servido aun asi te recomiendo que visites el sitio de donde lo consegui
atte: Ing. Paris Adrian
2006-10-03 07:59:40 · answer #4 · answered by PARIS ADRIAN *darkness* 2 · 1⤊ 1⤋
no lo se
2006-10-03 07:55:39 · answer #5 · answered by obsecion 6 · 0⤊ 0⤋
si se cumple, a ver dime de que hablas?
2006-10-03 07:55:22 · answer #6 · answered by Tony 5 · 0⤊ 0⤋
Probablemente tenga que ver con el Principio de Incertidumbre de Heisenberg y otras teorías cuánticas, que introducen una pequeña variable aleatoria. Aún así los resultados son bastante precisos.
2006-10-03 07:54:58 · answer #7 · answered by Refutante 3 · 0⤊ 0⤋
Porque como el nombre de la ley lo dice es para gases ideales, y los que trabajamos son los gases reales. Para mas presicion se usa el factor de compresibilidad Z. PV=ZnRT.
2006-10-03 07:53:15 · answer #8 · answered by Anonymous · 0⤊ 0⤋
ni idea k es eso
2006-10-03 07:55:47 · answer #9 · answered by yoli 3 · 0⤊ 2⤋