Ecuación de Clausius-Clapeyron
El LBM utiliza la ecuación de estado de un gas ideal, P = c_s^2 rho, para obtener la presión P a partir de la densidad rho. Sin embargo, el LBM es capaz de simular líquidos y fluidos que no sean un gas ideal. No entiendo muy bien cómo es posible. El hilo en http://www.palabos.org/forum/read.php?3,899 discute este tema también un poco, pero no da realmente una respuesta satisfactoria a mi pregunta. En http://www.scholarpedia.org/article/Lattice_Boltzmann_Method#Idiosyncrasies.2C_lucky_strikes_and_some_misbeliefs también intentan explicar esto. Afirman que para los flujos incompresibles esta ecuación de estado no juega un papel, lo cual es cierto. Pero para flujos compresibles sí juega un papel y no explican realmente por qué el LBM puede entonces seguir siendo utilizado para fluidos que no sean un gas ideal. ¿O es que sólo podemos recuperar las ecuaciones de Navier-Stokes a partir del LBM (vía CE) utilizando la ley del gas ideal? ¿Puede alguien explicarme esto?
En realidad, el LBM isotérmico más común ni siquiera puede simular correctamente un gas ideal con una ecuación de estado p = \rho R T. En un gas ideal, un aumento adiabático de la presión p aumentaría tanto la densidad \rho como la temperatura T (cuánto aumenta cada una de ellas depende de la relación de capacidad calorífica \gamma del fluido). Sin embargo, como la temperatura se mantiene constante en las simulaciones isotérmicas de LB, sólo \rho aumenta con p.
Ecuación de estado – deutsch
En este módulo se describe la relación entre la presión, la temperatura, el volumen y la cantidad de un gas y cómo estas relaciones pueden combinarse para dar una expresión general que describa el comportamiento de un gas.
Cualquier conjunto de relaciones entre una sola cantidad (como \(V\)) y varias otras variables (\(P\), \(T\), y \(n\)) puede combinarse en una sola expresión que describe todas las relaciones simultáneamente. Las tres expresiones individuales fueron derivadas previamente:
Un gas ideal se define como una sustancia gaseosa hipotética cuyo comportamiento es independiente de las fuerzas de atracción y repulsión y puede describirse completamente mediante la ley de los gases ideales. En realidad, no existe un gas ideal, pero un gas ideal es un modelo conceptual útil que nos permite entender cómo los gases responden a condiciones cambiantes. Como veremos, en muchas condiciones, la mayoría de los gases reales presentan un comportamiento que se aproxima mucho al de un gas ideal. Por tanto, la ley de los gases ideales puede utilizarse para predecir el comportamiento de los gases reales en la mayoría de las condiciones. La ley de los gases ideales no funciona bien a temperaturas muy bajas o presiones muy altas, donde se observan más comúnmente las desviaciones del comportamiento ideal.
Unidades de la ley de los gases ideales
Hola a la familia de Learn CHE, En esta entrada del blog vamos a cubrir sobre la ley de los gases ideales, las leyes de los gases ideales, es decir, la ley de Boyle, la ley de Charle, la ley de Joule, la ley de Avogadro, la ley de Renault y las características de la ecuación de los gases, la constante universal de los gases y las características de la constante de los gases. Para un mol de un gas ideal, la ecuación de estado se escribe comoMás sobre Termodinámica;Leyes de los gases idealeshay principalmente cinco leyes de los gases ideales, es decir, la ley de Boyle, la ley de Charle, la ley de Joule, la ley de Avogadro y la ley de Gay-Lussac, y estas leyes se basan en los resultados experimentales mediante los cuales podemos determinar una de las variables a partir de las tres si conocemos dos (presión, temperatura y volumen). ¿Qué es la ley de Boyle? La ley de Boyle establece que “el volumen de una masa dada de un gas ideal es inversamente proporcional a su presión, manteniendo la temperatura constante”. Matemáticamente se puede escribir como V × 1/p Vp = ConstanteDe la ecuación anterior podemos decir que el a temperatura constante, el producto de la presión absoluta y el volumen de una masa dada de un gas ideal es constante.Ley de Boyle y Charle
Ecuación de estado adiabática
En física, química y termodinámica, una ecuación de estado es una ecuación termodinámica que relaciona variables de estado, que describen el estado de la materia bajo un conjunto determinado de condiciones físicas, como la presión, el volumen, la temperatura o la energía interna[1] La mayoría de las ecuaciones de estado modernas se formulan en la energía libre de Helmholtz. Las ecuaciones de estado son útiles para describir las propiedades de sustancias puras y mezclas en estado líquido, gaseoso y sólido, así como el estado de la materia en el interior de las estrellas.
En la actualidad, no existe ninguna ecuación de estado que prediga con exactitud las propiedades de todas las sustancias en todas las condiciones. Un ejemplo de ecuación de estado correlaciona las densidades de los gases y los líquidos con las temperaturas y las presiones, lo que se conoce como la ley de los gases ideales, que es aproximadamente precisa para los gases débilmente polares a bajas presiones y temperaturas moderadas. Esta ecuación se vuelve cada vez más inexacta a presiones más altas y temperaturas más bajas, y no logra predecir la condensación de un gas a un líquido.