Gas
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El gas es uno de los cuatro estados fundamentales de la materia (los otros son sólido , líquido y plasma ). Un gas puro puede ser hecha de átomos individuales (por ejemplo, un gas noble o gas atómico como neón ), elementales moléculas hechas de un tipo de átomo (por ejemplo, oxígeno ), o compuestos moléculas hechas de una variedad de átomos (por ejemplo, dióxido de carbono ). Un gas mezcla contendría una variedad de gases puros tanto como el aire . Lo que distingue a un gas de los líquidos y sólidos es la gran separación de las partículas de gas individuales. Esta separación por lo general hace un gas incoloro invisible para el observador humano. La interacción de partículas de gas en la presencia de eléctrico y campos gravitacionales se consideran insignificantes como se indica por los vectores de velocidad constante en la imagen.
El estado gaseoso de la materia se encuentra entre los estados líquido y de plasma, el último de los cuales proporciona el límite superior de temperatura para los gases. Que limitan el extremo inferior de las temperaturas de Lie los gases cuánticos degenerativas escala que están ganando cada vez más atención. De alta densidad atómica súper invernadero enfría a temperaturas muy bajas se clasifican por su comportamiento estadístico, ya sea como Bose gas o una Gas de Fermi. Para obtener una lista completa de estos estados exóticos de la materia ver lista de estados de la materia.
Etimología
La palabra de gas es una neologismo utilizado por primera vez a principios del siglo 17 Flamenco químico JB Van Helmont. La palabra de Van Helmont parece haber sido simplemente una transcripción fonética del griego palabra χάος Caos - la g en holandés se pronuncia como la ch Inglés - en cuyo caso Van Helmont simplemente estaba siguiendo lo establecido alquímico uso atestiguado por primera vez en las obras de Paracelso. De acuerdo con la terminología de Paracelso, el caos significaba algo así como "agua ultra enrarecido".
Características físicas
Como la mayoría de los gases son difíciles de observar directamente, que se describen mediante el uso de cuatro propiedades físicas o características macroscópicas: presión, volumen, número de partículas (grupo de ellos por los químicos moles) y la temperatura . Estas cuatro características se observaron en varias ocasiones por los científicos como Robert Boyle , Jacques Charles, John Dalton , Joseph Gay-Lussac y Amedeo Avogadro para una variedad de gases en varias configuraciones. Sus detallados estudios condujeron finalmente a una relación matemática entre estas propiedades expresadas por el ley de gas ideal (ver modelos simplificados sección a continuación).
Las partículas de gas están ampliamente separados uno de otro, y por consiguiente tienen enlaces intermoleculares más débiles que los líquidos o sólidos. Estos fuerzas intermoleculares son el resultado de interacciones electrostáticas entre las partículas de gas. Como cargado zonas de diferentes partículas de gas se repelen, mientras que las regiones con cargas opuestas de diferentes partículas de gas se atraen entre sí; gases que contienen permanentemente cargadas iones se conocen como plasmas . Los compuestos gaseosos con enlaces covalentes polares contienen desequilibrios de carga permanentes y así que la experiencia relativamente fuertes fuerzas intermoleculares, aunque la molécula mientras carga neta del compuesto se mantiene neutral. Existen transitorios cargos, al azar inducidos a través de la no-polar los enlaces covalentes de las moléculas y las interacciones electrostáticas causadas por ellos se conocen como fuerzas de Van der Waals . La interacción de estas fuerzas intermoleculares varía dentro de una sustancia que determina muchas de las propiedades físicas únicas para cada gas. Una comparación de los puntos de ebullición de los compuestos formados por enlaces iónicos y covalentes nos lleva a esta conclusión. Las partículas de humo a la deriva en la imagen proporcionan información sobre el comportamiento del gas a baja presión.
En comparación con los otros estados de la materia, los gases tienen una baja densidad y viscosidad. La presión y la temperatura influyen en las partículas dentro de un cierto volumen. Esta variación en la separación de partículas y la velocidad se conoce como compresibilidad. Propiedades ópticas Esta separación de partículas e influye en el tamaño de los gases que se pueden encontrar en la siguiente lista de índices de refracción. Por último, las partículas de gas separan o difundir el fin de distribuir homogéneamente a sí mismos a través de cualquier contenedor.
Macroscópico
Cuando se observa un gas, es típico para especificar un marco de referencia o escala de longitud. A escala de longitud más grande corresponde a una punto macroscópico o de vista global del gas. Esta región (que se refiere como un volumen) debe ser de tamaño suficiente para contener una gran toma de muestras de partículas de gas. El análisis estadístico resultante de este tamaño de la muestra produce el comportamiento "promedio" (es decir, velocidad, temperatura o presión) de todas las partículas de gas dentro de la región. En contraste, una escala de longitud más pequeña corresponde a una punto microscópico o partículas de vista.
Macroscópicamente, las características del gas medidos son ya sea en términos de las partículas de gas a sí mismos (velocidad, presión o temperatura) o su entorno (volumen). Por ejemplo, Robert Boyle estudió la química neumática para una pequeña parte de su carrera. Uno de sus experimentos relacionados al propiedades macroscópicas de presión y el volumen de un gas. Su trabajo se utilizó un tubo de J manómetro que se parece a un tubo de ensayo en la forma de la letra J. Boyle atrapado una gas inerte en el extremo cerrado del tubo de ensayo con una columna de mercurio , con lo que el número de partículas y la temperatura constante. Se observó que cuando se aumentó la presión en el gas, mediante la adición de más mercurio a la columna, el volumen de gas atrapado 'disminuyó (esto se conoce como una relación inversa). Además, cuando Boyle multiplica la presión y el volumen de cada observación, la producto fue constante. Esta relación se mantuvo para cada gas que Boyle observó que conduce a la ley, (PV = k), nombrado en honor a su trabajo en este campo.
Hay muchas herramientas matemáticas para el análisis de las propiedades del gas. Como los gases son sometidos a condiciones extremas, estas herramientas se vuelven un poco más complejo, de lo Euler ecuaciones de flujo no viscoso de las ecuaciones de Navier-Stokes que dan cuenta plenamente de los efectos viscosos. Estas ecuaciones se adaptan a las condiciones del sistema de gas en cuestión. Equipo de laboratorio de Boyle permitió el uso de álgebra para obtener sus resultados analíticos. Sus resultados fueron posibles porque estaba estudiando los gases en situaciones de presión relativamente bajas donde se comportaban de una manera "ideal". Estas relaciones ideales se aplican a los cálculos de seguridad para una variedad de condiciones de vuelo en los materiales en uso. El equipo de alta tecnología en uso hoy en día fue diseñado para ayudarnos a explorar con seguridad los entornos operativos más exóticos donde los gases ya no se comportan de una manera "ideal". Este matemáticas avanzadas, incluyendo estadísticas y cálculo multivariable, hace posible la solución a situaciones dinámicas complejas como la reentrada vehículo espacial. Un ejemplo es el análisis de la reentrada del transbordador espacial en la foto para asegurar las propiedades del material bajo esta condición de carga son las adecuadas. En este régimen de vuelo, el gas ya no se comporta muy bien.
Presión
El símbolo utilizado para representar la presión en las ecuaciones es "p" o "P" con las unidades del SI de pascales.
Cuando se describe un contenedor de gas, el término presión (o presión absoluta) se refiere a la fuerza media por unidad de área que el gas ejerce sobre la superficie del recipiente. Dentro de este volumen, a veces es más fácil visualizar las partículas de gas se mueve en línea recta hasta que chocan con el contenedor (ver el diagrama en la parte superior de este artículo). La fuerza impartida por una partícula de gas en el recipiente durante esta colisión es el cambio en el impulso de la partícula. Durante una colisión sólo el (geometría) componente normal de los cambios de velocidad. Una partícula que viaja paralelo a la pared no cambia su impulso. Por lo tanto la fuerza media sobre una superficie debe ser el cambio medio en la cantidad de movimiento de todas estas colisiones de partículas de gas.
La presión es la suma de todo el componentes normales de la fuerza ejercida por las partículas que impactan las paredes del recipiente dividido por el área de la superficie de la pared.
Temperatura
El símbolo utilizado para representar la temperatura en las ecuaciones es T con unidades SI de grados Kelvin .
La velocidad de una partícula de gas es proporcional a su temperatura absoluta . El volumen del globo en el vídeo se reduce cuando las partículas de gas atrapado disminuyen con la adición de nitrógeno extremadamente frío. La temperatura de cualquier sistema físico está relacionada con los movimientos de las partículas (moléculas y átomos) que componen el sistema de [gas]. En la mecánica estadística , la temperatura es la medida de la energía cinética media almacenada en una partícula. Los métodos de almacenamiento de esta energía son dictadas por el grados de libertad de la propia partícula ( modos de energía). La energía cinética añadido ( proceso endotérmico) para partículas de gas por medio de colisiones produce lineal, de rotación, y el movimiento vibratorio. En contraste, una molécula en un sólido sólo puede aumentar sus modos de vibración con la adición de calor como la estructura cristalina del enrejado impide tanto movimientos de rotación y lineal. Estas moléculas de gas calentado tienen un mayor rango de velocidad que varía constantemente debido a las colisiones constantes con otras partículas. La gama de velocidad puede ser descrita por el Distribución de Maxwell-Boltzmann. El uso de esta distribución implica gases ideales cerca equilibrio termodinámico para el sistema de partículas se considera.
Volumen específico
El símbolo que se utiliza para representar el volumen específico en las ecuaciones es "v" con las unidades del SI de metros cúbicos por kilogramo.
El símbolo que se utiliza para representar el volumen en las ecuaciones es "V" con las unidades del SI de metros cúbicos.
Cuando se realiza una termodinámico análisis, es típico hablar de propiedades intensivas y extensivas. Propiedades que dependen de la cantidad de gas (ya sea por masa o volumen) se denominan propiedades extensas, mientras que las propiedades que no dependen de la cantidad de gas se denominan propiedades intensivas. El volumen específico es un ejemplo de una propiedad intensiva debido a que es la proporción de volumen ocupado por una unidad de masa de un gas que es idéntico a lo largo de un sistema en equilibrio. 1000 átomos de un gas ocupan el mismo espacio que cualquier otro 1000 átomos para cualquier temperatura y presión dada. Este concepto es más fácil de visualizar para los sólidos, tales como hierro , que son incompresible en comparación a los gases. Desde un gas llena cualquier recipiente en el que se coloca, el volumen es una propiedad extensiva.
Densidad
El símbolo utilizado para representar la densidad en las ecuaciones es ρ (rho) con unidades del SI de kilogramos por metro cúbico. Este término es el recíproco de volumen específico.
Dado que las moléculas de gas se pueden mover libremente dentro de un recipiente, su masa se caracteriza normalmente por la densidad. La densidad es la cantidad de masa por unidad de volumen de una sustancia, o la inversa de volumen específico. Para los gases, la densidad puede variar en un amplio rango debido a que las partículas son libres de moverse más cerca juntos cuando limitada por presión o de volumen. Esta variación de la densidad se refiere como compresibilidad. Como la presión y la temperatura, la densidad es una variable de estado de un gas y el cambio de densidad durante cualquier proceso se rige por las leyes de la termodinámica. Para gas estático, la densidad es la misma en todo el recipiente. Por lo tanto, una densidad es cantidad escalar. Se puede demostrar por la teoría cinética que la densidad es inversamente proporcional al tamaño del recipiente en el que se limita una masa fija de gas. En este caso de una masa fija, la densidad disminuye a medida que el volumen aumenta.
Microscópico
Si se pudo observar un gas bajo un poderoso microscopio, se podría ver una colección de partículas (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) sin ninguna forma definida o volumen que están en movimiento más o menos al azar. Estas partículas de gas neutras sólo cambian de dirección cuando chocan con otra partícula o con los lados del recipiente. En un gas ideal, estas colisiones son perfectamente elásticas. Esta partícula o vista microscópica de un gas se describe por la Teoría cinética molecular. Los supuestos detrás de esta teoría se pueden encontrar en la sección postulados de Teoría cinética.
Teoría cinética
Teoría cinética da una idea de las propiedades macroscópicas de los gases, considerando su composición molecular y el movimiento. A partir de las definiciones de impulso y la energía cinética , se puede utilizar el conservación del momento y las relaciones geométricas de un cubo de relacionar las propiedades del sistema macroscópicas de la temperatura y la presión a la propiedad microscópica de la energía cinética por molécula. La teoría proporciona valores para estas dos propiedades promedio.
La teoría también explica cómo el sistema de gas responde al cambio. Por ejemplo, como un gas se calienta desde el cero absoluto, cuando es (en teoría) perfectamente inmóvil, su energía interna (temperatura) se incrementa. Como el gas se calienta, las partículas aceleran y su temperatura aumenta. Esto resulta en un mayor número de colisiones con el tiempo recipiente por unidad debido a las velocidades de partículas más altos asociados con temperaturas elevadas. La presión aumenta en proporción al número de colisiones por unidad de tiempo.
El movimiento browniano
El movimiento browniano es el modelo matemático utilizado para describir el movimiento aleatorio de partículas suspendidas en un fluido. La animación de partículas de gas, usando rosa y partículas verdes, ilustra cómo este comportamiento produce la difusión de los gases ( entropía ). Estos eventos también se describen por teoría de las partículas.
Puesto que es en el límite de (o más allá) la tecnología actual para observar partículas de gas individuales (átomos o moléculas), sólo los cálculos teóricos dan sugerencias sobre cómo se mueven, pero su movimiento es diferente del movimiento browniano porque el movimiento browniano implica un arrastre suave debido a la fuerza de fricción de muchas moléculas de gas, marcada por violentas colisiones de un individuo (o varios) molécula de gas (s) con la partícula. La partícula (generalmente consiste de millones o billones de átomos) por lo tanto se mueve en un curso irregular, pero no tan irregular como se esperaría si se examinaron una molécula de gas individual.
Las fuerzas intermoleculares
Como se señaló anteriormente, atracciones momentáneas (o repulsiones) entre las partículas tienen un efecto sobre dinámica de gases. En química física, el nombre dado a estas fuerzas intermoleculares es fuerza de van der Waals. Estas fuerzas juegan un papel clave en la determinación propiedades físicas de un gas tal como viscosidad y tasa (ver sección características físico) fluir. Haciendo caso omiso de estas fuerzas en ciertas condiciones (ver Teoría cinética molecular) permite a un gas real a ser tratado como un gas ideal. Esta suposición permite el uso de leyes de los gases ideales que simplifica enormemente los cálculos.
El uso adecuado de estas relaciones de gas requiere La teoría cinético-molecular (KMT). Cuando las partículas de gas poseen una carga magnética o Fuerza intermolecular que influyen gradualmente uno al otro como la separación entre ellos se reduce (el modelo de enlace de hidrógeno ilustra un ejemplo). En ausencia de cualquier cargo, en algún momento, cuando el espacio entre las partículas de gas se reduce considerablemente ya no pueden evitar las colisiones entre sí a temperaturas normales de gas. Otro caso de un aumento de las colisiones entre las partículas de gas incluiría un volumen fijo de gas, que tras el calentamiento contendría partículas muy rápidas. Esto significa que estas ecuaciones ideales proporcionan resultados razonables excepto para condiciones de alta temperatura (ionizados) extremadamente alta presión (compresible) o. Observe que todas estas condiciones exceptuados permiten la transferencia de energía que tenga lugar dentro de la red de gas. La ausencia de estas transferencias internas es lo que se conoce como condiciones ideales en las que el intercambio de energía se produce sólo en los límites del sistema. Los gases reales experimentan algunas de estas colisiones y las fuerzas intermoleculares. Cuando estas colisiones son estadísticamente insignificante (incompresible), los resultados de estas ecuaciones ideales son todavía significativa. Si las partículas de gas se comprimen en las proximidades se comportan más como un líquido (ver dinámica de fluidos).
Modelos simplificados
Una ecuación de estado (para los gases) es un modelo matemático usado para describir más o menos o predecir las propiedades de estado de un gas. En la actualidad, no existe una única ecuación de estado que predice con precisión las propiedades de todos los gases en todas las condiciones. Por lo tanto, una serie de ecuaciones mucho más precisas de estado han sido desarrollados para gases en rangos de temperatura y de presión específicos. Los "modelos a gas" que están más ampliamente discutidos son "gas perfecto", "gas ideal" y "gas real". Cada uno de estos modelos tiene su propio conjunto de suposiciones para facilitar el análisis de un sistema termodinámico dado. Cada modelo sucesivo se amplía el rango de temperatura de la cobertura a la que se aplica.
Modelos ideales y perfectos de gas
La ecuación de estado de un gas ideal o perfecto es el ley y lee gas ideal
donde P es la presión, V es el volumen, n es la cantidad de gas (en unidades mol), R es la constante universal de los gases, 8,314 J / (mol K), y T es la temperatura. Escrito de esta manera, a veces se llama la "versión de farmacia", ya que hace hincapié en el número de moléculas n. También se puede escribir como
donde 
es la constante de los gases específico para un gas en particular, en las unidades de J / (kg K), y ρ = m / V es la densidad. Esta notación es la versión "de dinamicista gas", que es más práctico en el modelado de los flujos de gas que implican la aceleración sin reacciones químicas.
La ley de los gases ideales no hace una suposición sobre el calor específico de un gas. En el caso más general, el calor específico es una función tanto de la temperatura y la presión. Si la presión de dependencia se descuida (y posiblemente la temperatura de la dependencia también) en una aplicación particular, a veces el gas se dice que es una gas perfecto, aunque los supuestos exactos pueden variar dependiendo del autor y / o el campo de la ciencia.
Para un gas ideal, la ley de los gases ideales se aplica sin restricciones en el calor específico. Un gas ideal es un simplificado "gas real" con el supuesto de que la factor de compresibilidad Z se pone a 1 el sentido de que esta relación neumático se mantiene constante. Un factor de compresibilidad de uno también requiere las cuatro variables de estado para seguir el ley de los gases ideales.
Esta aproximación es más adecuado para aplicaciones en ingeniería aunque los modelos más simples se pueden utilizar para producir una gama de "bola-Park" en cuanto a donde la solución real debe mentir. Un ejemplo donde la "aproximación gas ideal" sería adecuado sería el interior de una cámara de combustión de un motor a reacción . También puede ser útil para mantener las reacciones elementales y disociaciones químicos para el cálculo de las emisiones.
Gas real
Cada uno de los supuestos enumerados a continuación se suma a la complejidad de la solución del problema. A medida que la densidad de un gas aumenta con la presión aumenta, las fuerzas intermoleculares juegan un papel más importante en el comportamiento del gas que resulta en la ley del gas ideal ya no proporcionar resultados "razonables". En el extremo superior de los rangos de temperatura del motor (por ejemplo, secciones de cámaras de combustión - 1.300 K), las partículas de combustible complejos absorben energía interna por medio de rotaciones y vibraciones que causan sus calores específicos para varían de los de las moléculas diatómicas y gases nobles. En más del doble que la temperatura, la excitación electrónica y la disociación de las partículas de gas comienza a producirse haciendo que la presión para ajustar a un mayor número de partículas (transición de gas de plasma ). Finalmente, todos los procesos termodinámicos se presume para describir los gases uniformes cuyas velocidades varió de acuerdo con una distribución fija. Uso de una situación de no equilibrio implica el campo de flujo se debe caracterizar de alguna manera para permitir una solución. Uno de los primeros intentos de ampliar los límites de la ley del gas ideal es incluir la cobertura para diferentes procesos termodinámicos mediante el ajuste de la ecuación para leer pV n = constante y luego variando la n a través de valores diferentes, tales como la relación de calor específico, γ.
Los gases de efecto real incluyen los ajustes realizados para dar cuenta de una mayor gama de comportamiento del gas:
- Efectos de compresibilidad (Z permitió a variar de 1,0)
- Variable capacidad calorífica (calores específicos varían con la temperatura)
- Fuerzas de Van der Waals (relacionados con la compresión, pueden sustituir a otras ecuaciones de estado)
- No equilibrio efectos termodinámicos
- Problemas con molecular disociación y reacciones elementales con composición variable.
Para la mayoría de las aplicaciones, un análisis tan detallado es excesiva. Ejemplos en los "efectos reales de gas" tendrían un impacto significativo estarían en la Transbordador Espacial re-entrada donde extremadamente altas temperaturas y presiones están presentes o los gases producidos durante los eventos geológicos como en la imagen de la erupción de 1990 Monte Reducto.
Síntesis histórica
La ley de Boyle
Ley de Boyle fue quizás la primera expresión de una ecuación de estado. En 1662 Robert Boyle realizó una serie de experimentos que emplean un tubo de vidrio en forma de J, que fue sellado en un extremo. El mercurio se añadió al tubo, atrapando una cantidad fija de aire en el extremo corto, sellado del tubo. Entonces el volumen de gas se midió cuidadosamente como mercurio adicional se añadió al tubo. La presión del gas puede ser determinada por la diferencia entre el nivel de mercurio en el extremo corto del tubo y que en el extremo largo, abierto. La imagen del Equipo de Boyle muestra algunas de las herramientas utilizadas por los exóticos Boyle durante su estudio de los gases.
A través de estos experimentos, Boyle observó que la presión ejercida por un gas mantenido a una temperatura constante varía inversamente con el volumen del gas. Por ejemplo, si el volumen se redujo a la mitad, se duplica la presión; y si el volumen se duplica, se redujo a la mitad la presión. Dada la relación inversa entre la presión y el volumen, el producto de la presión (P) y el volumen (V) es una constante (k) para una masa dada de gas confinado, siempre y cuando la temperatura es constante. Expresado como una fórmula, por tanto, es:
Debido a que el antes y después de los volúmenes y presiones de la cantidad fija de gas, donde el antes y después temperaturas son las mismas tanto igual a la constante k, pueden estar relacionados por la ecuación:
Ley de Charles
En 1787, el físico francés y pionero globo, Jacques Charles, se encontró que el oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, dióxido de carbono, y de aire se expanden en la misma medida en el mismo intervalo de 80 kelvin. Se observó que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura:
Ley de Gay-Lussac
En 1802, Joseph Louis Gay-Lussac publicó los resultados de aunque más extensos experimentos similares. Gay-Lussac acredita el trabajo anterior de Charle nombrando la ley en su honor. El propio Gay-Lussac se acredita con la presión que describe la ley, que encontró en 1809. Afirma que la presión ejercida sobre los lados de un contenedor de un gas ideal es proporcional a su temperatura.
La ley de Avogadro
En 1811, Amedeo Avogadro verificó que volúmenes iguales de gases puros contienen el mismo número de partículas. Su teoría no fue aceptado en general hasta 1858 cuando otro químico italiano Stanislao Cannizzaro fue capaz de explicar excepciones no ideales. Por su trabajo con los gases de un siglo antes, el número que lleva su nombre constante de Avogadro representa el número de átomos que se encuentra en 12 gramos de carbono elemental-12 (6,022 × 10 23 mol -1). Este número específico de partículas de gas, a temperatura y presión estándar (ley de gas ideal) ocupa 22,40 litros, lo que se conoce como la volumen molar.
La ley de Avogadro establece que el volumen ocupado por un gas ideal es proporcional al número de moles (o moléculas) presentes en el recipiente. Esto da lugar a la volumen molar de un gas, que en STP es 22,4 dm 3 (o litros). La relación viene dada por
donde n es igual al número de moles de gas (el número de moléculas dividido por el número de Avogadro ).
La ley de Dalton
En 1801, John Dalton publicó la Ley de las presiones parciales de su trabajo con relación de ley de los gases ideales: La presión de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones de todos los gases constituyentes solos. Matemáticamente, esto puede ser representado por n especies como:
Presión total = Presión 1 + Presión 2 + ... + Presión n
La imagen de la revista de Dalton representa la simbología que utiliza como forma abreviada para grabar el camino que él siguió. Entre sus observaciones de revistas clave tras la mezcla no reactivos "fluidos elásticos" (gases) fueron los siguientes:
- A diferencia de los líquidos, gases más pesados no deriva a la parte inferior tras la mezcla.
- La identidad de las partículas de gas no jugó ningún papel en la determinación de la presión final (se comportaban como si su tamaño es insignificante).
Temas especiales
Compresibilidad
Termodinámicos utilizan este factor (Z) para alterar la ecuación de gas ideal para tener en cuenta los efectos de compresibilidad de los gases reales. Este factor representa la relación real de los volúmenes específicos ideales. Se la conoce como "fudge factor" o corrección para ampliar el rango útil de la ley de los gases ideales para fines de diseño a veces. Por lo general, este valor Z es muy cercano a la unidad. La imagen factor de compresibilidad Z ilustra cómo varía en un rango de temperaturas muy frías.
Número de Reynolds
En la mecánica de fluidos, el número de Reynolds es la relación de fuerzas de inercia (v s ρ) a fuerzas viscosas (μ / l). Es uno de los números adimensionales más importantes en la dinámica de fluidos y se usa, generalmente junto con otros números adimensionales, para proporcionar un criterio para determinar la similitud dinámica. Como tal, el número de Reynolds es el vínculo entre los resultados del modelo (diseño) y las condiciones reales a gran escala. También se puede utilizar para caracterizar el flujo.
Viscosidad
Viscosidad, una propiedad física, es una medida de lo bien que las moléculas adyacentes se pegan el uno al otro. Un sólido puede soportar una fuerza de cizallamiento debido a la fuerza de estas fuerzas intermoleculares adhesivas. Un fluido se deformará continuamente cuando se somete a una carga similar. Mientras que un gas tiene un valor inferior de la viscosidad de un líquido, todavía es una propiedad observable. Si los gases no tenían la viscosidad, entonces no se adhieren a la superficie de un ala y formar una capa límite. Un estudio de la ala delta en el Imagen Schlieren revela que las partículas de gas se pegan entre sí (véase la sección de la capa límite).
Turbulencia
En la dinámica de fluidos, la turbulencia o flujo turbulento es un régimen de flujo, que se caracteriza por cambios caóticos propiedad estocásticos. Esto incluye baja difusión impulso, alta convección impulso, y la variación rápida de la presión y la velocidad en el espacio y el tiempo. La vista por satélite del tiempo alrededor Robinson Crusoe Islas ilustra sólo un ejemplo.
Capa límite
Las partículas serán, en efecto, "pegue" a la superficie de un objeto que se mueve a través de él. Esta capa de partículas se llama la capa límite. En la superficie del objeto, es esencialmente estática debido a la fricción de la superficie. El objeto, con su capa límite es efectivamente la nueva forma del objeto que el resto de las moléculas de "ver" como los enfoques de objetos. Esta capa límite se puede separar de la superficie, esencialmente creando una nueva superficie y cambiar completamente la trayectoria de flujo. El ejemplo clásico de esto es una estancamiento superficie de sustentación. La imagen de ala delta muestra claramente el engrosamiento de la capa límite como el gas fluye de derecha a izquierda a lo largo del borde de ataque.
Principio de máxima entropía
A medida que el número total de grados de libertad se acerca a infinito, el sistema se encuentra en el macroestado que corresponde a la mayor multiplicidad. Con el fin de ilustrar este principio, observar la temperatura de la piel de una barra de metal congelado. Utilización de una imagen térmica de la temperatura de la piel, tenga en cuenta la distribución de temperatura en la superficie. Esta observación inicial de la temperatura representa una " microestado. "En algún momento en el futuro, una segunda observación de la temperatura de la piel produce una segunda microestado. Al continuar este proceso de observación, es posible producir una serie de microestados que ilustran la historia térmica de la superficie de la barra. Caracterización de esta serie histórica de microestados es posible mediante la elección del macroestado que todos ellos clasifica con éxito en una sola agrupación.
Equilibrio termodinámico
Cuando la transferencia de energía cesa de un sistema, esta condición se conoce como equilibrio termodinámico. Por lo general, esta condición implica el sistema y los alrededores son a la misma temperatura para que el calor ya no transferencias entre ellos. También implica que las fuerzas externas están equilibrados (volumen no cambia), y todas las reacciones químicas dentro del sistema son completos. La línea de tiempo varía para estos eventos, dependiendo del sistema en cuestión. Un recipiente de hielo se dejó fundir a temperatura ambiente toma horas, mientras que en los semiconductores de la transferencia de calor que se produce en la transición de un dispositivo a estado de desconexión podría estar en el orden de unos pocos nanosegundos.
