Buenas. 

Este topic tiene que ir aquí por huevos, pues si no ya me diréis...

A ver, llevo unos días leyendo sobre termodinámica.
Hasta entonces creía que todos los gases se enfriaban al expandirse... pues no.

Yo entiendo que cuando un gas se expande ejerce un trabajo con lo que su energía interna disminuye y por tanto se enfría.
Pero por encima de la una cierta Tª (según de qué gas se trate) ocurre al revés, solo que la mayoría de los gases permanecen por debajo de la Tª de inversión (a tª ambiente, claro) con lo que no notamos esa anomalía.
Sin embargo hay gases que a tª ambiente están por encima de ese límite: el H y el He, por ejemplo, con lo que entiendo que si abro una botella de helio ésta se calienta en lugar de enfriarse como haría una de CO2, de N2 o de aire.

¿POR QUÉ OCURRE ESO EN LOS GASES REALES?

Muy interesante,
este pdf aclara algunos conceptos de los "gases ideales":
http://www.genealog.cl/cursos/fi22a/FI22A-6SistemasReales01.PDF

Sabía que me ibas a responder. 

Cita de: _00_ en Miércoles 23 Septiembre 2009 22:40:02 PM
Muy interesante,
este pdf aclara algunos conceptos de los "gases ideales":
http://www.genealog.cl/cursos/fi22a/FI22A-6SistemasReales01.PDF

Acabo de leerme el link que me enviaste.
No tengo base matemática para enterarme de nada, así que si me pudieses explicar intuitivamente por qué ocurre eso te lo agradecería.

La verdad es que el pdf de _00_ lo explica bastante bien.

El problema es que la formulita de los gases ideales no tiene en cuenta las interacciónes del campo eléctrico de las moléculas del gas. Y hay bastantes gases donde, o bien por ser moléculas polares o bien porque tienen gran facilidad de perder electrones (Hidrógeno), estas fuerzas tienen que ser compensadas con el contenido de calor del gas.

Una formulita que expresa bien eso es la ecuación de estado de Van der Waals

(p + a/v ²).(v - b) = R.T

donde v = V/n y a y b son parámetros ajustables para cada gas en concreto determinados a partir de medidas experimentales.

La manera de ver ésto está en considerar que la interacción entre moléculas es muy repulsiva a distancias cortas, pasa a ser ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece del todo a distancias más grandes.
Así que a presiones grandes, el término  a/v ² se hace pequeño frente a la presión, cobrando importancia el (v - b), que si te fijas es como si restáramos un cierto volumen al que ocupa el gas. Es el volumen en el que las móléculas no dejan que esté ninguna otra porque las repelen eléctricamente.
Al revés, a presiones muy pequeñas, la energía  potencial del campo eléctrico desaparece pasando a calor, por lo que el gas no se enfriará tanto como dice la ley general de los gases ideales o, incluso, puede llegar a calentarse.

Bueno, espero haberme explicado.

Pero veo que estableces unos umbrales en base a la presión, con comportamientos distintos de los gases por encima o debajo de esa presión (a la que me permito ahora, no muy fundadamente, llamar presión de inversión), pero lo que yo he leído (sin explicaciones al respecto) no es el comportamiento por encima o debajo de una presión, sino de una temperatura, esto es, la temperatura de inversión.
Es decir, que por qué una botella de He a 20K se enfría si la abro (como haría a 293K una de aire comprimido) y, si la abro a 273K en lugar de a 20K, se calienta (como haría el aire comprimido a temperaturas muy altas).
Ya sé que presión y Tª son directamente proporcionales, pero podemos tener gases encerrados a altas presiones y bajas temperaturas y otros a bajas presiones y altas temperaturas.

Cita de: Vaqueret en Miércoles 02 Junio 2010 20:48:43 PMhay bastantes gases donde, o bien por ser moléculas polares o bien porque tienen gran facilidad de perder electrones (Hidrógeno)

Es cierto que el H se ioniza fácilmente pero entonces, ¿qué pasa con el He, que es tremendamente estable (como todos los gases nobles)?
Además, globalmente, la muestra de gas sobre la que experimentamos es eléctricamente neutra, y no creo que muchas partículas estén entonces ionizadas porque entonces no hablaríamos de gas,  hablaríamos de plasma. Y ni las moléculas de H₂ ni los átomos de He son polares (eso sí valdría para el NH₃ o el HCl).

PD: perdona si crees que no me fio de tu explicación, Vaqueret, pero hago todas estas preguntas para intentar entenderlo.

Sí, la cosa es más compleja. Pero el mecanismo siempre es el mismo: En ciertas condiciones de presión y/o temperatura, parte de la energía cinética de las moléculas se almacena en forma de energía potencial eléctrica, que puede ser liberada al pasar a otras condiciones. La forma en que los físicos ven el asunto es considerar que el volumen efectivo (por donde se pueden mover las moléculas) del gas también es una función de la presión y/o temperatura.

Es algo parecido con lo que sucede con la adiabática seca y la húmeda. Salvando las distancias, claro.

Voy a tomarme un tiempo para releerme tus respuestas, a ver si me entero y más tarde comento si persisten las dudas.

Cita de: Pannus (Robespierre) en Jueves 03 Junio 2010 16:15:07 PM
Voy a tomarme un tiempo para releerme tus respuestas, a ver si me entero y más tarde comento si persisten las dudas.

Hombre, tienes una manera fácil de profundizar en el tema:

Busca por ahí el término: Expansión de Joule-Kelvin y todas tus dudas quedarán resueltas. 

Cita de: Vaqueret en Jueves 03 Junio 2010 16:39:36 PM
Busca por ahí el término: Expansión de Joule-Kelvin y todas tus dudas quedarán resueltas.  

Sí, sí, si lo he leído tanto en la Wiki como en libros de física de nivel para catetos (o sea, para mí   ), pero se limitan a describir el efecto:

    -Por debajo de la Tª inversiva, expansión=enfriamiento; lo contrario por encima de esa Tª.

    -Algunos gases a presión y Tª ambiente se calientan al expandirse: H y He.*

*He aquí mi duda: una botella de He, si la abro y despresuriza, se calienta, ¿no? Entonces, si una botella de He se ve envuelta en un incendio, no correrá el riesgo de reventar, ¿no es así? Pero sí correría riesgo de estallar si la enfrío, por ejemplo, con helio líquido.  

EDITO, por si a alguien le interesa de qué va este rollo:

http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_Joule-Thomson