Leyes de gas y presión de vapor
Enviado por januap93 • 31 de Agosto de 2020 • Ensayo • 2.640 Palabras (11 Páginas) • 130 Visitas
Leyes de gas y presión de vapor
Presión 1.4A
Existen numerosas formas de expresar la presión ejercida por un fluido o sistema. Una presión absoluta de 1,00 atm es equivalente a 760 mmHg a 0 ° C, 29,921 pulg. Hg, 0,760 m Hg, 14,696 lb fuerza por pulgada cuadrada (psia) o 33,90 pies de agua a 4 ° C. La presión manométrica es la presión por encima de la presión absoluta. Por lo tanto, una presión de 21,5 libras por pulgada cuadrada manométrica (psig) es 21,5 + 14,7 (redondeado) o 36,2 psia. En unidades SI, 1 psia = 6.89476 × 103 pascal (Pa) = 6.89476 × 103 newtons / m2. Además, 1 atm = 1.01325 × 105 Pa.
En algunos casos, particularmente en la evaporación, se puede expresar la presión como pulgadas de vacío de mercurio. Esto significa que la presión en pulgadas de mercurio medida "por debajo" de la presión barométrica absoluta. Por ejemplo, una lectura de vacío de 25,4 pulg. Hg es 29,92 - 25,4, o 4,52 pulg. Hg de presión absoluta. Las unidades de conversión de presión se dan en el Apéndice A.1.
1.4B Ley de los gases ideales
Un gas ideal se define como aquel que obedece a leyes simples. Además, en la aproximación de gas ideal, las moléculas de gas se consideran esferas rígidas que no ocupan volumen y no ejercen fuerzas unas sobre otras. Ningún gas real obedece estas leyes exactamente, pero a temperaturas y presiones ordinarias de no más de varias atmósferas, la ley de los gases ideales da respuestas dentro de un pequeño porcentaje o menos de las respuestas reales. Por tanto, para determinadas situaciones, esta ley es suficientemente precisa para los cálculos de ingeniería.
La ley de los gases ideales de Boyle establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta e inversamente proporcional a la presión absoluta. Esto se expresa como
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donde p es la presión absoluta en N / m2, V es el volumen del gas en m3, n es el kg mol del gas, T es la temperatura absoluta en K y R es la constante de la ley de los gases de 8314,3 kg · m2 / kg mol · s2 · K. Cuando el volumen está en ft3, n en lb moles y T en ° R, R tiene un valor de 0.7302 ft3 · atm / lb mol · ° R. Para unidades cgs (ver Apéndice A.1), V = cm3, T = K, R = 82.057 cm3 · atm / g mol · K, yn = g mol.
Para poder comparar cantidades de varios gases, las condiciones estándar de temperatura y presión (abreviado STP o SC) se definen arbitrariamente como 101,325 kPa (1,0 atm) abs y 273,15 K (0 ° C). En estas condiciones, los volúmenes son los siguientes:
[pic 1]
Calcule el valor de la constante R de la ley de los gases cuando la presión está en psia, los moles en lb mol, el volumen en ft3 y la temperatura en ° R. Repita para las unidades SI.
Solución: En condiciones estándar, p = 14,7 psia, V = 359 ft3 y T = 460 + 32 = 492 ° R (273,15 K). Sustituyendo en Eq. (1.4-1) para n = 1.0 lb mol y despejando R,
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Se puede obtener una relación útil de la Ec. (1.4-1) para n moles de gas en las condiciones p1, V1, T1 y también en las condiciones p2, V2, T2. Sustituyendo en Eq. (1.4-1),
p1V1 = nRT1
p2V2 = nRT2
Combinando da
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1.4C Mezclas de gases ideales
La ley de Dalton para mezclas de gases ideales establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales individuales:
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donde P es la presión total y pA, pB, pC, ... son las presiones parciales de los componentes A, B, C, ... en la mezcla.
Dado que el número de moles de un componente es proporcional a su presión parcial, la fracción molar de un componente es
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La fracción de volumen es igual a la fracción molar. Las mezclas de gases casi siempre se representan en términos de fracciones molares y no fracciones en peso. Para propósitos de ingeniería, la ley de Dalton es lo suficientemente precisa como para usarla en mezclas reales a presiones totales de unas pocas atmósferas o menos.
EJEMPLO 1.4-2. Composición de una mezcla de gases
Una mezcla de gases contiene los siguientes componentes y presiones parciales: CO2, 75 mmHg; CO, 50 mmHg; N2, 595 mmHg; y O2, 26 mmHg. Calcule la presión total y la composición en fracción molar.
Solución: sustituyendo en la ecuación. (1,4-3),
P = pA + pB + pC + pD = 75 + 50 + 595 + 26 = 746 mmHg
La fracción molar de CO2 se obtiene usando la Ec. (1,4-4).
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De la misma forma, las fracciones molares de CO, N2 y O2 se calculan como 0,067, 0,797 y 0,035, respectivamente.
1.4D Presión de vapor y punto de ebullición de líquidos
Cuando se coloca un líquido en un recipiente sellado, las moléculas del líquido se evaporarán en el espacio sobre el líquido y lo llenarán por completo. Después de un tiempo fijo, se alcanza el equilibrio. Este vapor ejercerá una presión como un gas y llamamos a esta presión la presión de vapor del líquido. El valor de la presión de vapor es independiente de la cantidad de líquido en el recipiente siempre que haya algo de líquido.
Si un gas inerte como el aire también está presente en el espacio de vapor, tendrá muy poco efecto sobre la presión de vapor. En general, el efecto de la presión total sobre la presión de vapor puede considerarse insignificante para presiones de unas pocas atmósferas o menos.
La presión de vapor de un líquido aumenta notablemente con la temperatura. Por ejemplo, del Apéndice A.2 para el agua, la presión de vapor a 50 ° C es 12,333 kPa (92,51 mmHg). A 100 ° C, la presión de vapor ha aumentado considerablemente hasta 101,325 kPa (760 mmHg).
El punto de ebullición de un líquido se define como la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión total. Por tanto, si la presión atmosférica total es de 760 mmHg, el agua hervirá a 100 ° C. En la cima de una montaña alta, donde la presión total es considerablemente menor, el agua hierve a temperaturas por debajo de los 100 ° C.
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