Unidad 2

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Curso Gasotecnia
Unidad II
Dr. Fernando Pino Morales
Escuela de Ingeniería de Petróleo UDO_ MONAGAS

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Programa de la Unidad
UNIDAD II: Propiedades del Gas Natural, gases ideales y gases reales. Concepto
de densidad de los gases, gravedad específica, peso molecular aparente. Mezclas
de Gas Natural. Propiedades críticas y seudocríticas .Propiedades reducidas y
seudorreducidas. Determinación de la temperatura y presión crítica, para mezclas
de gas natural. Corrección de la temperatura y presión crítica por impurezas del
gas natural. Usos y aplicaciones de las Ecuaciones de Estado con 2 y 3 variables,
en mezclas de gas natural. Uso de Ecuaciones y gráficos para la determinación
del Factor de Compresibilidad, factores y parámetros que influyen sobre la
cuantificación del Factor de Compresibilidad. Concepto de Estado
Correspondiente. Uso de Ecuaciones y gráficos, para la determinación de la
viscosidad de mezclas de gas natural, y factores que influyen sobre la
determinación de la viscosidad del gas natural. Uso de Ecuaciones para
determinar La Compresibilidad de los gases. Uso de Ecuaciones para determinar
la Compresibilidad seudorreducida de mezclas de gas natural. Determinación del
Valor Calorífico del gas natural. Descripción de las propiedades que caracterizan
las mezclas de Gases y Líquidos. Determinación de la Riqueza Líquida. Uso de
Ecuaciones y gráficos, para determinar la densidad líquida de los hidrocarburos,
con y sin impurezas. Resolución de Problemas Tipos

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Índice Página
Portada 01
Programa Unidad 02
Índice 03
UNIDAD II: Propiedades del Gas Natural 08
Propiedades y Características del Gas Natural 08
Peligrosidad de la Materia en Estado Gaseoso 08
Clasificación de las Sustancias Gaseosas 08
a.- Gases Inflamables 08
b.- Gases no Inflamables 09
c.- Gases Reactivos 09
d.- Gases Tóxicos 09
Clasificación de los Gases Según sus Propiedades Físicas 10
a.- Gases Comprimidos 10
b.- Gases Licuados 10
c.- Gases Criogénicos 10
d.- Gases Disueltos a Presión 10
Caracterización del Estado Gaseoso 11
Modelo de un Gas Ideal 11
Leyes de los Gases ideales 12
a.- Ley de Boyle 12
b.- Ley de Charles 12
c.- Hipótesis de Avogadro 13
d.- La ley de Abogador 13
e.- Ley combinada de los gases ideales 13
f.- Ley de Dalton 14
g.- Ley de Amagat 14
h.- Ley de Graham 14
Teoría Cinética de los Gases Ideales 14
Propiedades de los Gases 15
Proceso de Importancia en los gases 15
a.- Difusión de los Gases 15
b.- Efusión 15
Modelo de un Gas Ideal 15
Comportamiento del Gas Natural 16
Composición del gas natural 16
Análisis del Gas Natural 16
a.- Fraccionamiento a Baja Temperatura 17
b.- Espectrómetro de Masa 17
c.- Espectrómetro de Absorción Infrarroja 17
Cromatografía 18
Clasificación de la Cromatografía 18
Cromatografía en Columna 18
Cromatografía en Capa Fina 18
Cromatografía en Papel 18
Cromatografía de Líquidos de Alta Eficiencia 18

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Índice Página
Cromatografía de Gases 18
Proceso de Cromatografía de Gases 19
Definición de La adsorción 19
Definición de La absorción 19
Los Métodos Cromatográficos 19
Análisis Cromatográfico y su Interpretación 21
a.- Medida de la altura o área del pico 21
b.- Métodos Mecánicos 22
Análisis Cualitatitvo 22
a.- Identificación Cromatográfica 22
b.- Identificación No Cromatoagráfica 22
Análisis Cuantitativo 22
Los métodos cromatográficos 22
El tratamiento tecnológico y el aprovechamiento del gas natural
en todas las fases de la operación 23
Métodos para Evaluar el Comportamiento (PVT) 23
Densidad de los Gases 23
Comportamiento Real de los Gases 23
Mezclas de Gases 24
Peso Molecular Aparente (MA) 25
Gravedad Específica de los Gases ( G) 25
Ecuaciones de Estado Para los Gases 27
Ecuación de Van der Waals 28
Transiciones de Fase 30
Caracterización de la Transición de las Fases 31
Punto crítico 31
La Temperatura Crítica 31
Presión de Vapor 32
Determinación de las Constantes de Van der Waals 32
Importancia de los Parámetros de Van der Waalas 33
Ley del Diámetro Rectilíneo Para el Volumen Crítico 34
Ley de los Estados Correspondientes 34
Forma Polinómica de la Ecuación de Van der Waals 35
Ecuación de Estado de Redlich- Kwong (RK) 35
Ecuación de Estado de Soave- Redkich- Kwong (SRK) 36
Ecuación de Peng- Robinson (PR) 37
Reglas de Mezclado 38
Ecuación de Clausius 39
Ecuación de Dieterici 39
Ecuación de Lorente 39
Ecuación de Berthelot 39
Ecuación de Wohl 39
Ecuación del Virial 40
Ecuación de De Benedict- Webb- Rubin 41
Ecuación de Beattie – Bridgeman 41

5
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Índice Página
Condiciones Críticas Para los Gases 43
a.- Temperatura Crítica (TC) 43
b.- La presión crítica (PC) 43
c.- El volumen crítico (VC) 43
Temperatura y Presión Seudocríticas y Reducidas 45
Condiciones Seudorreducidas 45
Determinación de la Temperatura y Presión Seudocriticas (TSC y PSC) 46
Método de la Gravedad Específica ( G) 46
Obtención a través de Correlaciones Matemáticas 47
A través de la Regla de Stewart- Burkhardt- Voo (SBV) 47
Propiedades SeudoCríticas para el Grupo(C+
7) 48
Coeficiente de Refracción Molecular de Eykman (EMR) 48
Corrección de (TSC y PSC) por impurezas de H2S y C02 51
a.- Corrección de Wichert y Azis 51
b.- Corrección: Carr , Kobayashi y Burrows (CKB) 52
Factor de Compresibilidad (Z) 53
Estado Correspondientes 54
Método de Cálculos Para el Factor de Compresibilidad 55
Gráficos de Standing y Katz 55
Coeficiente de Refracción Molecular EMR 55
A partir de Correlación de Pitzer 56
Ajuste de Hall y Yarborough 58
Ajuste de Saren 59
Ajuste de Dranchuk- Pulvis - Robinson (DPR) 60
Ajuste de Dranchuk -Abou- Kassen (DAK) 61
A Partir de las Ecuaciones de Estados 62
Ecuación de Van der Waals 62
La ecuación de Soave- Redlich- Kwong (SRK) 63
La Ecuación de Redlich- Kwong (RK) 63
Ecuación de Peng- Robinson (PR) 63
Propiedades del Gas Natural 63
Relaciones PVT 64
La Compresibilidad de los Gases (CG) 65
Viscosidad del Gas Natural ( G) 66
Viscosidad Absoluta o Dinámica 67
La Viscosidad Cinemática 67
La Viscosidad Dinámica o Absoluta ( G) 67
Factores que Afectan A La Viscosidad ( G) 67
a.- Bajas presiones 67
b.- Elevadas presiones 68
c.- A cualquier temperatura la viscosidad de un gas natural aumenta 68
d.- A medida que el gas natural es más pesado 68
e.- Composición del gas 68
Métodos Para Determinas la Viscosidad de un Gas 68

6
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Índice Página
Método de. Standing 68
Método de Carr- Kabayashi y Barrows 69
Ajuste de Dempsey 71
Método de Lee- González-Eakin 71
d.- Valor Calorífico del Gas Natural 72
1.- Poder Calorífico Total (PCT) 72
2.- Poder Calorífico Neto (PCN) 72
El poder calorífico a presión constante 73
El poder calorífico total o superior 74
Factores que Influyen en el Cálculo del Poder Calorífico 75
Contenido Líquido de un Gas o Riqueza de un Gas" (GPM) 75
Para la cuantificación de los GPM 75
Gradiente de Presión del Gas 77
Punto de Burbujeo 77
Punto de Rocío 77
Conductividad Térmica para los Gases ( G) 78
Fugacidad ( ) 78
Mezcla de Gases y Líquidos 78
Propiedades de los Hidrocarburos Líquidos 78
Densidad de Hidrocarburos Líquidos 78
Determinación de la Densidad de Hidrocarburos Líquidos 79
Métodos Utilizados para determinar la densidad líquida 79
Método del EMR 79
Método Gráfico de la GPSA 81
Método de Standing y Katz 81
Presión de Vapor (PV) 87
En un Sistema Cerrado Líquido- Vapor 87
Determinación de la presión de vapor (PV) 88
a.- Gráficos de Cox: La (PV) 88
b.- Ecuación de Clausius- Clapeyron 88
c.- Ecuación de Antoine 89
Mezcla de Sistemas de Hidrocarburos Gas y Líquidos

7
7
Índice de Figuras Página
Figura 1 Ilustración de una Cromatografía Gaseosa 20
Figura 2 Análisis Cromatográfico para una muestra de gas natural 21
Figura 3 Isoterma de un Gas de Van der Waals 29
Figura 4 Determinación de las Propiedades Seudocriticas de Gases 46
Figura 5 Propiedades Seudocriticas del 7
C y compuestas más pesados 49
Figura 6 Factor de Compresibilidad Para el Gas Natural 56
Figura 7 Factor de Compresibilidad por el Método de la Refracción Molecular 57
Figura 8 Factor de Compresibilidad, del Correlación de Pitzer(Z’) 58
Figura 9 Factor de Compresibilidad, de Correlación de Pitzer (Z0
) 59
Figura 10 Viscosidad 1
G a la P=1 atm y Temperatura T 69
Figura 11 Determinación de cociente de Viscosidad para gases 70
Figura 12 Coeficiente Adimensional Para Determinar la Densidad Líquida 80
Figura 13 Relación /
L para determinar la densidad líquida 81
Figura 14 Densidad Líquida en (g/cm3
) para Hidrocarburos 82
Figura 15 Densidad Seudolíquida de Sistemas de Hidrocarburos 83
Figura 16 Corrección de la Densidad por Compresibilidad de Líquidos 85
Figura 17 Corrección de la L Por Expansión Térmica de Líquidos 86
Índice de Cuadros Página
Cuadro 1 ejemplo de cálculo del peso molecular aparente (Ma) en (lb/lbmol) 25
Cuadro 2 Resultado de Peng- Robinson 42
Cuadro 3 Parámetros Críticos de Hidrocarburos y otros Compuestos 44
Cuadro 4: Coeficiente de Refracción Molecular para algunos compuestos 49
Cuadro 5 Determinación de la temperatura y presión seudocrítica corregida 42
Cuadro 6 Resultado de Cálculo del Factor Z 62
Cuadro 7 Cálculos Para la Determinación de (Z) 64
Cuadro 8 Resultado del Cálculo de los GPM 76
Cuadro 9 Determinación de la Densidad Líquida 80
Cuadro 10 Resultado de Cálculo de Densidad Líquida 87

8
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Propiedades y Características del Gas Natural Las principales propiedades del
estado gaseoso están relacionadas, sobre la base de que, las partículas gaseosas
tienen suficiente energía para vencer las fuerzas de interacción, de manera que
los gases son Compresibles; no se pueden modelar con arreglos moleculares
repetidos; cada partícula queda completamente separada de las otras; la densidad
es pequeña, y las partículas gaseosas; llenan completamente el recipiente que las
contiene El estado gaseoso presenta un movimiento libre y desordenado, esto
significa choque e impulso. Tiende a expandirse debido a la fuerza repulsiva
(tensión), que se genera debido al choque de moléculas del gas contra las
paredes del recipiente que lo contiene.
El término gas, describe el estado físico de una materia que no tiene forma ni
volumen propios. Lo que significa que el gas se adapta a la forma y volumen del
recipiente que lo contiene. Puesto que todas las substancias pueden adoptar el
estado gaseoso, según la temperatura y presión que se les aplique, el término gas
se emplea a las substancias que existen en estado gaseoso en condiciones
llamadas normales o estándar, es decir, a temperaturas y presiones normales
(CNPT). Estas condiciones en el Sistema Británico de Unidades corresponden a
una presión de 14,73 libras por pulgadas al cuadrado (lpca) y una temperatura de
60 F o 520 R y, desde luego en esas condiciones una libramol del gas ocupara un
volumen de 379,63 (PCN/lbmol)
Peligrosidad de la Materia en Estado Gaseoso La materia en estado gaseosa
se considera de alta peligrosidad, en vista que los gases conllevan un riesgo
específico en lo que concierne a su estado físico. El obligado transporte
presurizado o refrigerado de un gas implica el riesgo de que, si se libera de su
contenedor por accidente, multiplica cientos de veces su volumen El riesgo de sus
condiciones químicas; inflamabilidad, reactividad, o toxicidad, se agravan cuando,
por su condición de gas, se dispersan en la atmósfera y se hacen invisibles.
Algunas veces el riesgo para la población es tan grande como la imposibilidad de
su evacuación en los pocos minutos en los que se produce la dispersión de las
moléculas gaseosas.
Clasificación de las Sustancias Gaseosas, según sus propiedades químicas En
lo que se refiere a los gases, las propiedades químicas son las más importantes,
ya que estas son las que reflejan la capacidad de reaccionar químicamente con
otras materias produciendo subproductos potencialmente peligrosos o grandes
cantidades de calor.
a.- Gases Inflamables. Se considera gas inflamable, a cualquier gas que pueda
arder en condiciones normales con el oxígeno del aire. La combustión de los
gases inflamables en el aire está sujeta a las mismas condiciones que los vapores
de los líquidos inflamables; es decir, cualquier gas inflamable, entrará en
combustión sólo dentro de ciertos límites de composición de la mezcla de Gas-
Aire (limites de inflamabilidad o combustibilidad) y a una cierta temperatura
necesaria para iniciar la reacción, que se denomina Temperatura de Ignición.

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Aunque los vapores de los líquidos inflamables y los gases inflamables muestran
idénticas características de combustión, el término Punto de Inflamación,
prácticamente no tiene significado en lo que se refiere a los gases. El Punto de
inflamación es básicamente la temperatura en la que un líquido inflamable produce
suficiente cantidad de vapores para que se produzca la combustión. Dicha
temperatura, está siempre por debajo de su punto de ebullición normal. El gas
inflamable se encuentra normalmente a una temperatura superior a la de su punto
de ebullición normal, incluso cuando se transporta en estado líquido, y por lo tanto,
está a una temperatura muy superior a la de su Punto de inflamación. Un ejemplo,
serían, el Butano, Hidrógeno, Acetileno, etc., que son gases, que arden, no son
respirables, y que pueden formar mezclas explosivas con el aire.
b.- Gases no Inflamables Son los que no arden en ninguna concentración de aire
o de oxígeno. Sin embargo, muchos de estos gases sí pueden mantener la
combustión de otras materias, o al contrario, otros tienden a sofocarla. Los que
mantienen la combustión, se llaman generalmente oxidantes, y están formados
por mezclas de oxígeno con otros gases como Helio, Argón, etc. Entre los gases
que no mantienen la combustión y que generalmente se llaman gases inertes, los
más comunes son el Nitrógeno, Argón, Helio, Bióxido de Carbono y Bióxido de
Azufre. También es cierto, que algunos metales pueden reaccionar vigorosamente
en atmósferas de Nitrógeno o Bióxido de Carbono. Uno de estos metales es el
Magnesio.
c.- Gases Reactivos Como la mayor parte de los gases pueden estar destinados
a reaccionar químicamente con otras substancias bajo ciertas condiciones, el
término gas reactivo se emplea para distinguir los gases que reaccionan con otras
materias o consigo mismos, produciendo grandes cantidades de calor o productos
de reacción potencialmente peligrosos, mediante una reacción distinta de la
combustión y bajo condiciones de iniciación razonablemente previsibles (calor,
impacto, etc.). Un ejemplo de gas altamente reactivo es el Flúor, que reacciona
con prácticamente todas las substancias orgánicas e inorgánicas a temperaturas y
presiones normales, y generalmente a suficiente velocidad como para producir
llamas. Otro ejemplo es la reacción del Cloro (clasificado como gas no inflamable)
con el Hidrógeno (gas inflamable), que también puede producir llamas.
Varios gases pueden reaccionar químicamente con ellos mismos cuando se les
somete a condiciones fácilmente previsibles de calor e impacto, incluida la
exposición al fuego, con producción de grandes cantidades de calor, como son el
Acetileno, el Metilacetileno, el Propano-Dieno y el Cloruro de Vinilo. Estos gases
se encuentran generalmente en recipientes mezclados con otras substancias para
su transporte y almacenamiento; a veces se conservan en recipientes especiales
para estabilizarlos contra posibles iniciadores de reacción.
d.- Gases Tóxicos Ciertos gases pueden representar riesgo para las personas si
se liberan en la atmósfera. En esta categoría se incluyen los que resultan
venenosos o irritantes al inhalarlos o al entrar en contacto con la piel, tales como

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10
el Cloro (Cl2), el Sulfuro de Hidrógeno (H2S) , Bióxido de Azufre (S02), Amoniaco
(NH3) y el Monóxido de Carbono (C0). La presencia de estos gases complica en
forma muy seria las medidas de lucha contra incendios si los bomberos están
expuesto a su acción. El sulfuro de hidrógeno por ejemplo es un gas que hay que
tener cuidado en su tratamiento.
Clasificación de los Gases Según sus Propiedades Físicas Estas propiedades
tienen una gran importancia para la protección y lucha contra incendios, puesto
que afectan al comportamiento físico de los gases, tanto mientras permanecen en
sus recipientes como cuando se liberan accidentalmente. Por su naturaleza, los
gases deben estar totalmente encerrados en recipientes para su transporte,
manipulación y almacenamiento hasta el momento de su empleo. Por cuestiones
de economía práctica y facilidad de empleo, es necesario que los gases se
envasen en recipientes que contengan la mayor cantidad posible de gas, lo cual
tiene como resultado la adopción de medidas para aumentar la presión de los
gases hasta el punto que el transporte sea licuado en muchas ocasiones, y
pocas veces sea únicamente en fase gaseosa. Esta situación puede ser confusa
para muchas personas, pero es necesario hacer tal distinción para aplicar las
prácticas de prevención y lucha contra incendios. La clasificación física es:
a.- Gases Comprimidos. Se le llama gas comprimido, al gas que a temperatura
normal y bajo presión dentro de un recipiente conserva su estado gaseoso, y se
mantiene de esa forma, mientras se conserva el valor de la presión alcanzada.
b.- Gases Licuados Es el gas en que a temperaturas normales y bajo presión, se
presenta en fase líquida y parcialmente en fase gaseosa. La presión depende
fundamentalmente de la temperatura del líquido.
c.- Gases Criogénicos Estos gases para mantenerlos licuados en el interior de
su envase se les debe proporcionar unas temperaturas muy por debajo de las
temperaturas normales, generalmente por encima de su punto de ebullición a
temperatura y presión normales, y a presiones proporcionalmente bajas o
moderadas. La principal razón de esta diferencia respecto al gas licuado, es que el
gas criogénico no puede mantenerse indefinidamente en el recipiente que lo
contiene debido a que éste no puede impedir la penetración del calor de la
atmósfera, que tiende continuamente a elevar su presión hasta un nivel que puede
llegar a exceder la resistencia de cualquier tipo de recipiente, proceso que puede
tener funestas consecuencias.
d.- Gases Disueltos a Presión Este sería el caso de transporte cuyo
representante podría ser el Acetileno, ya que el acetileno, es un gas que no se
puede presurizar si no está en unas condiciones muy especiales. Necesita de un
envase relleno de una masa porosa, a la cual se le añade Acetona, y en el
momento de realizar la carga de acetileno, éste se disuelve con la Acetona y se
distribuye en los poros de la masa porosa interior. Lo característico de estos gases
es que no se conservan en estado libre, sino que se disuelven en otro medio, en
general a causa de su reactividad. Pero, desde luego el trabajar con estos gases,

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hay que tener un gran cuidado, ya pueden ocurrir una serie de grandes problemas,
que pueden llegar ser de alta peligrosidad.
Caracterización del Estado Gaseoso: La forma más simple de caracterizar el
estado gaseoso es asumiendo que es un fluido homogéneo, de baja densidad
y viscosidad sin volumen definido y ocupa cualquier espacio en el cual se coloca.
Los gases que siguen este comportamiento son los gases ideales, mientras que
los gases que no siguen este comportamiento son los gases reales
Modelo de un Gas Ideal El modelo se fundamenta en lo siguiente:
a- Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas, y en cualquier volumen
finito del gas, habrá un número muy grande de moléculas 23
10
22
,
6 x .Esta cifra se
Denomina Número de Avogadro Dependiendo del gas, cada molécula esta
formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un
compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son
idénticas.
b.- Un gas puro se compone de moléculas idénticas, y se consideran como
esferas duras que se mueven en forma aleatoria en cualquier dirección. También
las moléculas que tienen el movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton
del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades
diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento se supone que la mecánica
newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas las
suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos
experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.
c..-El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del
movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los
choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en
particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin
embargo, como hay muchas moléculas, se supone que el gran número de
choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares
con un movimiento promedio aleatorio,
d.- La distancia entre las moléculas es grande comparada con sus diámetros.
e. - El volumen de las moléculas es una fracción pequeña del volumen ocupado
por el gas, el cual puede ser despreciable. Aunque hay muchas moléculas que,
son extremadamente pequeñas, luego se sabe que el volumen ocupado por un
gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que,
cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por él liquida pueden ser miles
de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que la suposición sea
posible.
f.- Las moléculas no ejercen ninguna interacción unas sobre otras, a menos que
ocurran colisiones. Tampoco actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas,

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excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se
moverá con velocidad uniformemente los choques. Como se han supuesto que las
moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en
comparación con el tamaño de una de las moléculas. Es por ello que se supone
que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
También las moléculas se moverán en caminos rectos cuyas direcciones cambian.
Solo cuando chocan entre si o contra las paredes del recipiente
g.-Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las
moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y la energía
cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el
tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se
convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo
como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este
cambio por completo.
h- Las colisiones contra otras moléculas o las paredes del recipiente son elásticas,
es decir, que no disminuyen la energía cinética del sistema. También, las paredes
del recipiente se pueden considerar como absolutamente lisas, por lo que no hay
cambios en la velocidad tangencial de una molécula que choca contra ellas. En
ausencia de fuerzas externas, las moléculas están distribuidas uniformemente en
todo el recipiente.
Las propiedades, que con mayor facilidad se pueden medir de una sustancia
gaseosa son La presión (P); la temperatura (T) y el volumen (V). Las expresiones
que expresan las relaciones entre presión, volumen, temperatura y número de
moles (n) (P; T; V y n) se conocen como leyes de los gases:
Leyes de los Gases ideales. Siempre hay personas que buscan una definición,
clara y precisa del concepto de gas ideal, sin embargo la definición puede ser bien
simple. Un Gas Ideal es aquel que sigue las leyes de los gases ideales., tales
como:
a.- Ley de Boyle Esta ley establece que la presión de un gas en un recipiente
cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente., si el volumen del
contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta. La ley de Boyle permite
explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases entre la
atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque la
presión interna de estos es inferior a la atmosférica y por lo tanto existe un
gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los pulmones cuando
estos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la atmosférica esta ley
se puede expresar de la siguiente manera:
P1 x V1= P2 x V2 ( T= constante) (1)
En donde el número (1) en los parámetros representa las condiciones iniciales,
mientras que número (2) representa las condiciones finales.

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13
b.- Ley de Charles Esta ley, también se denomina Ley de Gay- Lussac Esta ley
de gases ideales estudia la relación entre la temperatura y el volumen. El volumen
de una cantidad fija de gas a presión constante se incrementa linealmente con la
temperatura. Aunque lo lógico sería plantearla de la siguiente forma. El volumen
de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a su temperatura
absoluta, manteniendo constante la presión del sistema. Esta ley se expresa en
forma matemática se expresa de la siguiente manera:
V1 x T2 = V2 x T1 (P= constante) (2)
c.- Hipótesis de Avogadro La teoría de Dalton no explicaba por completo la ley
de las proporciones múltiples y no distinguía entre átomos y moléculas, luego de
esa forma no podía distinguir entre las posibles fórmulas del agua por ejemplo HO
y H2O2, ni podía explicar por qué la densidad del vapor de agua, suponiendo que
su fórmula fuera HO, era menor que la del oxígeno El físico italiano Amadeo
Avogadro encontró la solución a esos problemas en 1811. Sugirió que a una
temperatura y presión dadas, el número de partículas en volúmenes iguales de
gases era el mismo, e introdujo también la distinción entre átomos y moléculas.
Cuando el oxígeno se combinaba con hidrógeno, un átomo doble de oxígeno se
dividía, y luego cada átomo de oxígeno se combinaba con dos átomos de
hidrógeno, dando la fórmula molecular de H2O para el agua y O2 y H2 para las
moléculas de oxígeno e hidrógeno, respectivamente.
La ley de Avogadro estudia la relación entre la cantidad de gas y el volumen.
El volumen de un gas depende también de la cantidad de sustancia. Esta es la ley
de los volúmenes de combinación. A una temperatura y presión dadas, el volumen
de los gases que reaccionan entre sí como cociente de números pequeños.
Volúmenes iguales de gases a las mismas presión y temperatura tienen el mismo
número de moléculas. Una libramol de cualquier gas tiene 6,02x1023
moléculas de
gas a 14,7 lpca de presión y 60 F y ocupan aproximadamente 379,63 PCN de
volumen. El volumen de un gas a presión y temperatura constante es directamente
proporcional al número de moles. del gas. Matemáticamente la ley de Avogadro se
puede expresar:
te
cons
T
PxV
tan (3)
d.- Ley combinada de los gases ideales Esta ley se expresa en forma
matemática de la siguiente forma
1
1
1
T
xV
P
2
2
2
T
xV
P
(4)
En la ecuación (4) las condiciones iniciales se representan con el número (1), y las
finales con el número (2) Para cada una de estas leyes, la naturaleza del gas es

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intrascendente. Luego, es de suponer que cada una de estas leyes sea un caso
particular de otra ley más general, que es la ley de los gases ideales
PxV= n RT (5)
Donde: (R) es la constante universal de los gases. Luego un gas ideal es aquel
cuyo comportamiento físico queda descrito correctamente por la ecuación (5), en
donde P y V representan el volumen y la presión.
e.- Ley de Dalton de las presiones parciales Esta ley establece que en una
mezcla de gases cada gas ejerce su presión como si los restantes gases no
estuviesen presentes. La presión específica de un determinado gas en una mezcla
se llama Presión Parcial. La presión total de una mezcla de gases ideales es igual
a la suma de las presiones parciales En términos matemáticos esta ley se expresa
como sigue:
PT = P(A) + P(B) +P(C) + P(D) (6)
TT = T(A) + T(B) + T(C) + T(D) (7)
VT = V(A ) + V( B) + V(C )+ V(D) (8)
En donde : (A ; B ; C y D) son componentes gaseosos puros
f.- Ley de Amagat: El volumen de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los
volúmenes de cada gas, medido a la misma presión y temperatura de la mezcla.
es
molestotal
x
A
molesde
A
100
)
(
% (9)
B total = B(A ) + B(B) + B(C ) + B(D ) = 1 (10)
El cociente entre la presión parcial de un componente y la presión total es la
fracción molar (X). Luego la fracción molar de un componente es el número
adimensional, que expresa la proporción entre el número de moles de dicho
componente respecto del total de moles de la muestra
g.- Ley de Graham Las velocidades de difusión de los gases son inversamente
proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades: En forma
matemática esta ley se expresa de la siguiente forma:
1
2
2
1
d
d
(11)
Teoría Cinética de los Gases Ideales La termodinámica se ocupa solo de
variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen. Sus leyes

15
15
básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada
de que la materia esta formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística,
que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la
existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que
se aplican en los átomos que forman el sistema. . La verdad es que no existe una
computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la
mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de
oxigeno, por ejemplo.
Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian
demasiados voluminosos para ser útiles. Afortunadamente, no son importantes las
historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se
tratara de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, si se aplican
las leyes de la mecánica, en forma estadística, se podría llegar a la conclusión que
no es posible pode expresar todas las variables termodinámica como promedios
adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un
gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a
la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella.
En realidad el número de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan
grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades. Además, se
sabe que se pueden aplicar las leyes de la mecánica en forma estadística a
grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado Teoría Cinética, en
el que se procederá en una forma más física, usando para promediar técnicas
matemáticas bastantes simples. En otro nivel se puede aplicar las leyes de la
mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría
cinética.
Propiedades de los Gases Los gases tienen 3 propiedades características: (1)
son fáciles de comprimir, (2) se expanden hasta llenar el contenedor, y (3) ocupan
más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman.
Proceso de Importancia en los gases
a.- Difusión de los Gases. Se define como la dispersión de una sustancia a
través del espacio, o a través de otra sustancia Es la mezcla aleatoria y
espontánea de las moléculas de dos gases. Esto da como resultado, que dos
gases separados tiendan a mezclarse entre sí una vez que dejan de tener las
restricciones que los separan.
b.- Efusión. Se define como la velocidad de escape de un gas a través de un
agujero pequeño. La única manera en que un gas pueda salirse de un recipiente
por un agujero, es que una de sus partículas choque contra el agujero y escape. El
número de choques crecerá conforme la velocidad de las moléculas crezca.
El Modelo de un Gas Ideal se sustenta en las siguientes consideraciones. Estos
modelos se sustenta en las siguientes consideraciones

16
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a.- Cualquier volumen finito de gas esta compuesto de un número muy grande de
moléculas (6,02x1023
). Esta cifra se denomina Número de Avogadro.
b.- Un gas puro se compone de moléculas idénticas y en el caso de gases ideales,
las moléculas tienen una forma de esferas duras que se mueven aleatoriamente
en cualquier dirección.
c.- La energía translacional de las moléculas, se puede considerar como un
continuo de energías. Es decir, que una molécula puede moverse a cualquier
velocidad.
d.-En un gas, se supone además que la distancia entre las moléculas es grande
comparada con sus diámetros.
e.- las moléculas no ejercen ninguna interacción unas sobre otras, a menos que
ocurran colisiones.
f.- Las moléculas se moverán en caminos rectos cuyas direcciones cambiaran solo
cuando chocan entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene.
g.- Las colisiones contra otras moléculas o las paredes del recipiente que las
contiene son perfectamente elásticas, es decir que no disminuyen la energía
cinética del sistema.
h.- Las paredes del recipiente se pueden considerar como absolutamente lisas,
por lo que no hay cambios en la velocidad tangencial de una molécula que choca
contra ellas.
i.- En ausencia de fuerzas externas, las moléculas están distribuidas
uniformemente en todo el recipiente.
Comportamiento del Gas Natural El estado gaseoso es el único estado de la
materia que permite una descripción cuantitativa, relativamente sencilla de su
comportamiento, el cual se realiza a través de los parámetros (PVT. Para llevar a
cabo la descripción se asume que el sistema se encuentra en equilibrio
termodinámico, de modo que las propiedades, que definen el sistema permanecen
inalterables. Y, solo serán alteradas, cuando algún o algunos factores externos
actúen sobre el equilibrio. Un sistema se encuentra en un estado de equilibrio
termodinámico, cuando los parámetros (PVT) no cambian en más de una cantidad
infinitesimal. Así, el estado del sistema se describe especificando los valores de
algunas o todas sus propiedades.
Composición del gas natural. La gran mayoría de los componentes del gas
natural son parafínicos normales o rarificados. También pueden haber pequeñas
proporciones de naftínicos y aromáticos. Otros componentes son el Sulfuro de
Hidrógeno y Dióxido de Carbono y Mercaptanos, los cuales son corrosivos. Para
poder determinar la composición de un gas, o de un gas natural es necesario
realizar análisis cualitativo y cuantitativo

17
17
Análisis del Gas Natural Se debe tener en cuenta que cuando se determina la
composición del gas natural, no solo se cuantifican los hidrocarburos presentes,
sino también las impurezas, como Agua, Dióxido de Carbono y Sulfuro de
Hidrógeno. Es posible que también haya presencia de arenas, las cuales producen
erosión. En las muestras pueden, haber también parafinas y asfáltenos, los cuales
se depositan y crean problemas de taponamiento. Si el agua esta en forma líquida
y hay presencia de gases ácidos, de seguro aumentará la corrosión. Además de
la posible formación de hidratos
Las tomas de muestra deben hacerse por procedimientos que aseguren que la
misma sea representativa del gas. Deberán purgarse convenientemente los
recipientes. En caso de extraerse de cañerías a presión menor que la atmosférica,
deberá hacerse desplazando el mercurio del recipiente para muestra. Si se trata
de un gas licuado deberá cuidarse que al extraer la muestra no se produzca una
destilación fraccionada. Existen diversos procedimientos de análisis para
establecer los porcentajes de los distintos hidrocarburos y de los demás
componentes en el gas natural y productos afines. Los métodos o aparatos
comúnmente usados para la determinación de los hidrocarburos, son:
a.- Fraccionamiento a Baja Temperatura Este proceso, por lo general se realiza
en el Aparato Podbielniak y sus similares es una columna de laboratorio rellena
para la destilación fraccionada de gas natural, licuado por enfriamiento con aire y
nitrógeno líquidos. La base de la columna puede calentarse mediante una
resistencia eléctrica. En la primera parte de la destilación, la cabeza de la columna
es enfriada con aire o nitrógeno líquido para regular la cantidad de reflujo (metano
líquido, etc.).Consecutivamente, destilan metano, etano, propano, etc. Los puntos
de separación entre dos hidrocarburos, o fracciones agrupados, se reconocen por
el cambio repentino en los valores de la conductividad térmica de los vapores
salientes; valores que son registrados en forma continua en un instrumento anexo.
Todos estos componentes del gas, que no son hidrocarburos, no pueden ser
determinados en el Aparato Podbielniak, luego habría que utilizar otros métodos
de análisis del gas, para tener una mayor precisión y exactitud de los resultados
obtenidos.
b.- Espectrómetro de Masa Este método se basa en la deflexión de su
trayectoria que sufren las moléculas ionizadas de un gas muy diluido, en un
campo magnético. La ionización se efectúa en una cámara de ionización. Las
partículas ionizadas son aceleradas por la acción de un voltaje elevado y
reflexionadas de su camino en el campo magnético, de acuerdo con su masa.
c.- Espectrómetro de Absorción Infrarroja Este es un aparato similar a un
espectrómetro común, pero utiliza rayos infrarrojos cuya refracción con gases y
otros medios incoloros es más pronunciada y característica que la de los rayos de
la luz visible. Los distintos componentes son identificados por comparación de sus
aspectos con espectros patrones de productos puros, determinados en el mismo
aparato o publicados en la literatura. La cantidad de componentes se determina

18
18
sobre la base de la intensidad de la absorción registrada. La espectrometría
infrarroja es particularmente útil para distinguir entre moléculas saturadas del
grupo (parafínico) y no saturadas (olefinas, etc.).
Cromatografía La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que
cuando fue desarrollada los componentes separados eran colorantes. Los
componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a
permanecer en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los
componentes viajen de una fase a la otra que se denomina partición se obtendrá
una mejor separación Las técnicas cromatográficas se sustentan en la aplicación
de la mezcla en un punto, denominado Punto de Inyección o Aplicación seguido
de la influencia de la fase móvil. Para ver un Esquema del proceso cromatográfico
seleccione
Clasificación de la Cromatografía
a.-Cromatografía en Columna En este caso se utilizan columnas de vidrio
rellenas de Alúmina , Sílica u Oxido de Magnesio.
b.- Cromatografía en Capa Fina En este tipo de cromatografía se utiliza una
placa de vidrio recubierta con fase estacionaria manteniendo un pequeño espesor
constante a lo largo de la placa. Esta se coloca en una cuba cromatográfica, la
cual debe encontrarse saturada con el eluente, que corresponde a la Fase Móvil
Líquida. El eluente ascenderá por la placa y arrastrará los componentes a lo largo
de ésta produciendo “manchas” de los componentes. Si los componentes no son
coloreados se requerirán técnicas de revelado o visores ultravioleta.
c.- Cromatografía en Papel El proceso es básicamente el mismo que la
cromatografía en capa fina, solo que se usan tiras de papel cromatográfico en la
cuba cromatográfica.
d.- Cromatografía de Líquidos de Alta Eficiencia Es parecida a la
Cromatografía en Columna, sólo que se aplica el flujo a presión, con valores de
entre 1500 a 2200 lpca, el tamaño de partícula es entre 3 y 10 micras, la longitud
de la columna es entre 5 y 25 cm y requiere de equipo sofisticado
e.- Cromatografía de Gases: Keulemans ha definido la cromatografía como un
método físico de separación en el cual los componentes a separar se distribuyen
entre dos fases, una de las cuales constituye la fase estacionaria de gran área
superficial, y la otra es un fluido (fase móvil) que pasa a través o a lo largo de la
fase estacionaria. Esta fase puede ser un sólido o un líquido dispuesto sobre un
sólido que actúa como soporte, de gran área superficial. La fase móvil es un fluido,
el cual puede ser gas, líquido o fluido supercrítico, que se usa como soportador de
la mezcla. En la cromatografía ocurren dos fenómenos muy importantes y que son
prácticamente los rectores del proceso de separación. Estos procesos son la
adsorción y la absorción. Estos procesos son de mucha importancia, y que los
técnicos de gas deben de manejar en forma precisa.

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Cromatografía de Gases La técnica más utilizada para el análisis del gas natural
es la cromatografía en fase gaseosa. De acuerdo a esta técnica, la muestra se
vaporiza y se distribuye entre las dos fases utilizadas para generar la Separación
la fase móvil, o gas de arrastre, que transporta la muestra, y la fase estacionaria
que retiene selectivamente las moléculas de los componentes que se separan.
Esta fase es un sólido granular, mojado por un líquido, responsable de la
separación, empacado dentro de un tubo denominado columna. El gas de arrastre
debe ser inerte, para evitar reacciones con el empaque de la columna o con la
muestra. Los gases más comúnmente utilizados son Helio, Nitrógeno e Hidrógeno.
La exactitud en el análisis cualitativo y cuantitativo de una muestra es un factor
fundamental ; debido a que cualquier desviación en sus resultados, afecta
directamente la determinación de las propiedades del fluido analizado y en
consecuencia, conduce a errores graves cuando se trata de predecir su
comportamiento dentro de límites satisfactorios.
Definición de La adsorción es la retención de una especie química en los sitios
activos de la superficie de un sólido, quedando delimitado el fenómeno a la
superficie que separa las fases o superficie interfacial. La retención superficial
puede ser de carácter físico o químico, cuando es físico por lo general el proceso
es reversible, mientras que si es químico el proceso de seguro es irreversible. La
adsorción depende de la naturaleza de la sustancia adsorbida, de la temperatura y
estado de subdivisión del adsorbente, y de la concentración.
Definición de La absorción es la retención de una especie química por parte de
una masa y depende de la tendencia, que tenga la masa a formar mezcla o
reaccionar químicamente con la misma.
Los Métodos Cromatográficos Estos se clasifican de múltiples maneras. Por
ejemplo Gidding, explica que se pueden clasificar por su variante en: Fase Móvil;
Fase Estacionaria; Mecanismos de Retención (tipos de equilibrios implicados en la
transferencia de los solutos entre las fases); Forma de Contacto entre las Fases
(columna o superficie plana); Dimensionalidad; Escala Física y Gradiente. El
proceso cromatográfico, aparentemente simple en la práctica, es en la realidad
una compleja unión de fenómenos, tales como hidrodinámica, cinética,
termodinámica, química de superficie y difusión En la figura 1 se muestra un
esquema de la Cromatográfia de gases
Los métodos "cromatográficos" son de gran utilidad en la determinación cualitativa
y cuantitativa de los gases. Y, los mismos se basan en la diferente velocidad e
intensidad con que distintos materiales son absorbidos y adsorbidos, por un
adsorbente dado. Por ejemplo, si una solución que contiene varias sustancias es
pasada lentamente a través de una columna de material absorbente, cada
sustancia aparece en un nivel distinto de la columna. En los primeros tiempos de
su desarrollo, este método se aplicaba especialmente a sustancias coloreadas que
formaban zonas separadas de colores diferentes en la columna, y de ese hecho

20
20
se deriva la denominación "cromatografía" (croma = color). Hoy en día, y
especialmente en la cromatografía de gases, que mayormente son indoloros, ya
Figura 1 Ilustración de una Cromatografía Gaseosa
no se utiliza el color como propiedad característica de las zonas separadas, sino
que se procede como sigue:
La muestra del gas mezclado con un "gas portador",que puede ser helio o
hidrógeno etc. ("fase móvil") es pasada a través de una columna de un sólido
inerte, poroso, granulado, tal como polvo de ladrillo refractario ("soporte"), cuya
superficie está cubierta con una fina película de un líquido absorbente no volátil,
tal como silicón o dioctil-ftalato. ("fase estacionaria"). En su pasaje a través de la
columna, los distintos componentes del gas son absorbidos con distinta velocidad
e intensidad sobre la fase estacionaria y después desorbidos gradualmente por la
corriente del gas portador puro. Con dimensiones y velocidades apropiadas, se
consigue una separación completa del gas en sus componentes.
Con la salida de la columna, la conductividad térmica del saliente es registrada en
función del tiempo. El compuesto es identificado por el tiempo que requiere para
pasar a través de la columna, y su concentración en el gas portador se encuentra
relacionando el área debajo de su pico individual de conductividad térmica, con el
área total bajo todos los picos en el gráfico. En los últimos años, la utilización
de los métodos cromatográficos para el análisis de gases ha ido en auge, por la
rapidez y relativa sencillez de los procedimientos.
La técnica de mayor utilidad para determinar la composición del gas natural es el
Análisis Cromatográfico. Los cromatógrafos son equipos provistos de columnas
construidas con acero inoxidable o de plástico, las cuales están rellenas de

21
21
sustancias que atraen individualmente a cada uno de los componentes en función
de su composición, de tal forma que a medida que el gas avanza dentro de la
celda de medición, cada componente se adhiere a la superficie de la sustancia
utilizada como relleno y se queda retenida por un determinada lapso. Eso permite
que se vayan separando los diferentes componentes que componen la muestra. A
la salida hay un detector que indica la presencia de un componente puro. En la
figura 2 se presenta un diagrama de un análisis Cromatográfico para una muestra
de gas natural.
Figura 2 Análisis Cromatográfico para una muestra de gas natural
Análisis Cromatográfico y su Interpretación: Los siguientes términos son
utilizados en un cromatograma típico: Línea Base; Pico Cromatográfico; Base del
Pico; Área del Pico; Altura del Pico; Ancho del Pico; Ancho del Pico a la Mitad de
la altura.
a.- Medida de la altura o área del pico. La altura del pico es una medida que se
efectúa, para cada pico de interés, desde la línea base hasta el máximo del pico.
Los errores de malas mediciones se pueden atribuir a: Insuficiente Resolución;
Variación en la Línea Base y Picos Extremadamente pequeño. La resolución tiene
que ver con la calidad de la fase líquida que se seleccione, y la resolución permite
separar muestras complejas en sus diversos componentes.
Las desviaciones en la línea base se pueden compensar por interpolación de esta
entre el principio y el final del pico. Existen varias técnicas para la determinación
del área de un pico cromatográfico, como son por ejemplo: Integración manual;

22
22
Métodos geométricos y Triangulación. Es esta última técnica se trazan líneas
tangentes a cada lado del pico. La altura se mide desde la línea base hasta la
Intersección de las dos tangentes. El ancho se mide tomando la intersección de
las dos líneas tangentes con la línea base. Luego se utiliza la fórmula:
A= 1/2x Altura del Picos Base del Pico (12)
Las limitaciones de esta técnica están en el trazado de las líneas tangentes, un
pequeño error al trazar las tangentes puede afectar la medida de la altura.
b.- Métodos Mecánicos: Planimétricos, Corte y Pesada. Esta técnica requiere
recortar el pico del cromatograma, luego pesarlo en una balanza analítica. El
recorte y pesada depende mucho de la habilidad del operador. Pueden
introducirse errores por cambios en la humedad del papel, grasa de las manos del
operador, homogeneidad del papel. Generalmente se recomienda utilizar una
fotocopia del cromatograma para no destruir el original.
Análisis Cualitatitvo Los procedimientos para la identificación de los picos
cromatográficos se puede dividir en dos categorías:
a.- Identificación Cromatográfica. Por datos de retención y series homólogas
(Índice de Retención de Kovacs).
b.- Identificación No Cromatoagráfica: Análisis clásico, identificación por adición
de Estándar, Formación de Derivados, Sustracción de un componente,
Identificable por técnicas auxiliares.
Análisis Cuantitativo Existen varios métodos para cuantificar un pico
cromatográfico, como por ejemplo: Normalización del Área; Normalización de Área
con Factores de Respuesta; Estandarización Externa y Estandarización Interna
Los métodos cromatográficos se sustentan en la diferente velocidad e
intensidad con que distintos materiales son absorbidos y adsorbidos, por un
adsorbente dado. Esto significa que en su pasaje a través de la columna, los
distintos componentes después desorbidos gradualmente por la corriente del gas
portador puro. Con dimensiones y velocidades apropiadas, se consigue una
separación completa del gas en sus componentes. Con la salida de la columna, la
conductividad térmica del saliente es registrada en función del tiempo. El
compuesto es identificado por el gas, el cual es absorbidos a distinta velocidad e
intensidad sobre la fase estacionaria y tiempo que requiere para pasar a través de
la columna, y su concentración en el gas portador se encuentra relacionando el
área debajo de su pico individual de conductividad térmica, con el área total bajo
todos los picos en el gráfico .En los últimos años, la utilización de los métodos
cromatográficos para el análisis de gases ha ido muy en auge, debido a la rapidez
y relativa sencillez de los procedimientos.

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23
El tratamiento tecnológico y el aprovechamiento del gas natural en todas las
fases de la operación. Esto significa que las relaciones PVT son básicas para
determinar su comportamiento, sea en forma pura o mezclado. Además la
magnitud de estas relaciones, conjuntamente con otras sirve para planificar la
cadena de operaciones referentes a la producción, separación, tratamiento,
acondicionamiento, manejo, distribución, procesos ulteriores, mediciones y
rendimiento de los gases.
Métodos para Evaluar el Comportamiento (PVT) Existen 2 métodos analíticos
para evaluar el comportamiento PTV de los gases naturales:
a.- Sobre la base de ecuaciones de estado.
b.- En base al Factor de Compresibilidad (Z)
La ecuación (5) es la ecuación general de los gases bajo condiciones ideales. Esto
indica que (P< 50 lpca).
Densidad de los Gases Si a la Ecuación (5) se le hacen los reemplazos
pertinentes queda:
PxM= RT
V
w
(13)
La expresión (w/V), que viene a ser la masa sobre el volumen, en la ecuación (13)
representa la densidad ( ) del gas
=
RxT
PxM
V
w
(14)
En la ecuación (14) (w) representa la masa y (M) es el peso molecular o peso
molecular aparente en caso que sea una mezcla. El concepto de densidad, el cual
según la definición. Es la masa por unidad de volumen. El término es aplicable a
mezclas y sustancias puras en el estado sólido, líquido y gaseoso. La densidad de
las sustancias en estado sólido y líquido depende de la temperatura y, en el caso
de los gases, de la temperatura y presión. Un método para determinar la densidad
de un gas es vaciar por completo un recipiente ligero, pero resistente de tamaño
adecuado, cuyo volumen inferior se conoce. Se pesa el recipiente que se ha
vaciado, se llena con una muestra de gas y después se pesa una vez más. Se
debe conocer los valores de presión y temperatura de la muestra de gas.
Comportamiento Real de los Gases: Tal como el gas natural y los vapores de
hidrocarburos no se comportan como gases ideales, sino que su comportamiento
es de los gases reales. Luego, por consiguiente en la ecuación (5) debería
introducirse un factor de corrección, que corrija la desviación de la idealidad, por
otro lado, la densidad del gas natural depende de su composición. Un gas pobre o
seco, es decir sin hidrocarburos condensables, tendrá una densidad de valor bajo

24
24
En cambio un gas rico al cual no se le han extraídos, los hidrocarburos pesados
(en este caso se consideran componente pesado a los hidrocarburo del Propano,
para adelante, además de la gasolina debe tener una densidad apreciablemente
mayor. Tal, como la densidad es una función de la presión y temperatura, en la
industria del gas se usa el concepto de densidad o gravedad relativa respecto del
aire La gravedad relativa respecto del aire es la relación entre los pesos
específicos del gas y del aire a la misma presión y temperatura. Por ser una
relación carece de dimensión y solo se expresa por un número. Esto tiene, como
significado que cuando la gravedad específica, tiene un valor, por ejemplo 0,7,
debe entenderse que se trata de la gravedad específica respecto del aire, y que se
refiere a la presión y temperatura en condiciones normales. La gravedad
específica de un gas es la razón de su densidad a la densidad del aire a la
temperatura y presión estándar. Para conocer y registrar la gravedad específica de
una corriente de gas puede emplearse un gravitómetro.
La densidad, medida respecto de la del aire tomada como unidad, oscila
comúnmente entre 0,6 y 0,7 según sea el contenido de hidrocarburos
condensables (propano y superiores), pudiendo aún ser mayor si fuese muy rico
en estos últimos.
El gas natural, luego de extraído, es sometido a los procesos de deshidratación y
extracción de gasolina, consistente este último en la separación de los
componentes pesados que pueden mantenerse líquidos a temperatura y presión
ambientes.
Mezclas de Gases El gas natural es una mezcla de hidrocarburos e impurezas
.Luego el ingeniero trabaja, casi siempre con mezclas. Cuando la presión y
temperatura de la mezcla es relativamente, baja estas condiciones. El peso
molecular de la mezcla es el peso molecular aparente de la muestra. La
composición de una mezcla de gas natural se expresa generalmente, en
porcentaje por mol, según lo siguiente:
100
/
%
1
x
wj
Wi
wi
n
j
(15)
Se sabe que (1 lbmol, 1 gmol o 1 kgmol) de cualquier gas en condiciones estándar
contiene el mismo número de moléculas. Esto significa que el porcentaje molar de
un componente (i) en una mezcla de gas indicará el porcentaje de las moléculas
del componente (i) presentes en la mezcla. El porcentaje o fracción por mol es
igual al porcentaje o fracción por mol volumen. Esto se deduce de la ley de
Avogadro. En vista que el volumen de cualquier componente en una mezcla será
proporcional al número de moles de tal componente. Para convertir él % o fracción
por peso a porcentaje o fracción por volumen o mol, o viceversa, es necesario
tener en peso molecular de
cada especie.

25
25
Peso Molecular Aparente (MA) Cuando se trabaja con mezclas de gases, se
debe hablar de peso molecular aparente o peso molecular promedio molar. Y se
define, en el Sistema Británico, como el peso de 379,63 PCN/lbmol de la mezcla
gaseosa a 60F y 14,7 lpca. El (MA) se determina, según la siguiente fórmula:
n
i
yiMi
Ma
1
(16
En el cuadro 1 se presenta una demostración del cálculo del peso molecular
aparente de una mezcla de gas natural, para ello se emplea la siguiente ecuación:
Cuadro 1 ejemplo de cálculo del peso molecular aparente (Ma) en (lb/lbmol)
Componente Mi(lb/lbmol) Yi YixMa
C1 16,043 0,8700 13,9574
C2 30,080 0,0270 0,8122
C3 44,097 0,0031 0,1367
N C4 58,123 0,0100 0,5812
iC4 58,123 0,0098 0,5696
nC5 72,150 0,0078 0,5628
iC5 72,150 0,0049 0,3535
C6 86,177 0,0041 0,3533
n-C7 100,204 0,0031 0,3106
N2 28,013 0,0122 0,3418
C02 44,010 0,0330 1,4523
H2S 34,084 0,0150 0,5113
Total 1,0000 19,9427
En este caso específico, queda
n
i
yiMi
Ma
1
=19,9427 (lb/lbmol)
Gravedad Específica de los Gases ( G) Cuando se habla de la gravedad
específica de los gases se usa como referencia la relación de igual, mayor o
menor peso que un gas pueda tener con respecto al peso molecular del aire, el
cual en el Sistema Británico de Unidades tiene un valor de (28,97 lb/ lbmol).La
relación molecular tiene la ventaja de que el peso molecular de los elementos no
es afectado por la presión o por la temperatura. Para los crudos se introdujo la
fórmula API o gravedad específica. ( 0). Para determinar si los crudos son más,
igual o menos pesados que el agua En el caso de los gases la gravedad
específica ( G).,se determina como la relación entre el peso molecular de la
especie entre el peso molecular del aire. Una definición de la gravedad específica
del gas. La ( G).,es la razón de la densidad del gas a la densidad de una sustancia
base (aire), en las mismas condiciones de presión y temperatura

26
26
G=
T
P
GA
g
,
(17)
Reemplazando en la ecuación (17), queda:
G=
T
P
GA
g
,
=
97
,
28
M
M
M
A
(18)
La gravedad específica ( G) determinada de esta forma es independiente de las
condiciones de presión y temperatura Por ejemplo, si se quiere determinar la
gravedad específica de la mezcla gaseosa mostrada en el cuadro 1: queda:
G= 69
,
0
98
,
28
9427
,
19
Si se conoce la gravedad específica de los componentes ( Gi), la gravedad
específica de la mezcla se puede determinar, según lo siguiente:
GM=
n
i 1
yix Gi (19)
Si se quiere determinar directamente la gravedad específica en el laboratorio o en
operaciones de campo, se recurre al método rápido utilizando unos de los varios
aparatos o balanzas, como la botella de Schillling, la balanza de Edward o la de
Ac-Me, o similares. El peso del aire se ha estimado en condiciones normales de
presión y temperatura (CNPT), en un valor de 0,0812 Libras por pie
cúbico 3
/ pie
lb Luego para determinar el peso de gas, en el volumen indicado
bastaría con establecer la multiplicación de: Peso de la mezcla de gas = G.x peso
del aire = 0,69 x 0,0812 = 0,0560 )
/
( 3
pie
lb Para los crudos petroleros la gravedad
específica( O) se expresa como gravedad (API) y, la relación entre ambas es:
0=
)
5
,
131
(
5
,
141
API
(20)
La gravedad específica del petróleo ( 0) se relaciona con la densidad del agua,
según la siguiente fórmula
O=
W
o
(21)
La fórmula (21) determina si la muestra utilizada en el laboratorio, y utilizada para
los diversos análisis de laboratorio, será mayor o menor que el agua. Es decir, se
puede saber si los crudos son más o menos pesados que el agua.

27
27
Ecuaciones de Estado Para los Gases. Una ecuación de estado es aquella que
relaciona: Presión, Temperatura, Volumen y Composición. Si bien es cierto uno de
los objetivos perseguidos en la formulación de una ecuación de estado es la de su
validez general, el compromiso entre su sencillez analítica y su universalidad
resulta difícil de satisfacer. También se hace necesario buscar una solución de
compromiso respecto a la precisión en las diferentes zonas. La complejidad del
comportamiento (PVT) de una sustancia pura sugiere la dificultad de su
descripción mediante una Ecuación. Sin embargo, para al región gaseosa, a
menudo se pueden utilizar ecuaciones sencillas. Una ecuación de Estado se
puede escribir, en forma cúbica o cuadrática, para el caso de una ecuación cúbica:
V
ˆ 3
+ B1V
ˆ 2
+B2V
ˆ +B3 =0 (22)
En donde: (B1 B2; y B3) dependen de la presión, temperatura, composición y de
Las soluciones reales. La ecuación (22) se puede utilizar para determinar la
constante de equilibrio líquido- vapor en hidrocarburos.:lo que indica que sería
necesario determinar el volumen molar del vapor y líquido. Luego. Al encontrar las
raíces de la ecuación (22), el volumen mayor corresponde al vapor y el volumen
menor al líquido; si existe una tercera solución simplemente se desprecia, ya que
carece de significado físico. Para el caso de los sistemas líquidos y vapor, es
lógico señalar que las ecuaciones de estado son de utilidad para correlacionar
datos PVT, también sirven para calcular diferentes propiedades físicas y
termodinámicas de los sistemas de hidrocarburos en un amplio intervalo de
valores de presión y temperatura. Si las mediciones de presión, volumen molar y
temperatura de un gas no confirman, la ecuación válida para los gases ideales (PV
=nRT) , dentro de la precisión de las mediciones, se dice que el gas se desvía de
la idealidad o que exhibe un comportamiento real.
Por lo general las ecuaciones de estado son de 2 parámetros (a y b), dentro de
estas ecuaciones destaca la de Wan der Waals. Además de un gran número de
otras ecuaciones de estado Al utilizar los criterios de estabilidad termodinámica
en el punto crítico:
0
Tc
dV
dP
(23)
Se pueden determinar los valores de las constantes (a y b), que aparecen en las
Ecuaciones de estado de los gases reales. Estas constantes para los
componentes puros son función de la temperatura y presión crítica. También es
posible resolver las ecuaciones de estado, como una ecuación cúbica. Para una
descripción exacta del comportamiento PVT en los intervalos amplios de
temperatura y de la presión, se requiere una ecuación de estado más completa
que la ecuación virial. Tal ecuación debe tener la generalidad suficiente para
aplicarla a los líquidos, además de los gases y vapores. Aun así, no debe ser tan
compleja como para representar grandes dificultades numéricas o analíticas en su
aplicación Las ecuaciones polinomiales que son cúbicas en el volumen molar

28
28
ofrecen un acuerdo entre generalidad y simplicidad apropiada para muchos fines.
Las ecuaciones cúbica son, de hecho, las ecuaciones más sencillas capaces de
representar el comportamiento de las sustancias.
La ecuación general para los gases ideales, se dijo que era: (PV = nRT), sin
embargo la ecuación general del estado gaseoso para los gases reales es:
PV= nZRT (24)
En este caso la ecuación (24) incluye al factor de compresibilidad (Z), y es
aplicable a los gases reales. Aunque, estos gases a presiones y temperaturas
cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales. Esto significa que Z= 1.
Para el caso de los gases reales: Z = f (T, P y estructura molecular)
a.- Ecuación de Van der Waals La ecuación de van der Waals, fue presentada en
1873 como un perfeccionamiento semiteórico de la ecuación de gas ideal. La
ecuación: es una de las ecuaciones de mayor utilidad para el estudio de los gases
reales. Las ecuaciones cúbicas de estado se sustentan en la teoría de Van der
Waals y producen expresiones de fácil uso en cálculos de equilibrio de fase. La
ecuación de los gases ideales no es de utilidad cuando las presiones del sistema
tienen valores altos Luego Van der Waals modifica la ecuación de los gases
ideales, tomando en cuenta. El volumen finito de las partículas y las fuerzas
atractivas entre las partículas del gas. .Por lo general, la ecuación de Van der
Waals, se fundamenta en términos de 2 constantes, y fue presentada en 1873
como un perfeccionamiento semiteórico de la ecuación de gas idea, la ecuación
queda expresa en forma matemática de la siguiente forma, que hay que tener en
cuenta, ya que sirve de base para otras ecuaciones. La ecuación de Van der
Waals es:
P= 2
ˆ
)
ˆ
( V
a
b
V
RT
(25)
La constante (b) es la corrección por el volumen ocupado por las moléculas, que
viene a ser el volumen real de las moléculas, mientras que el término 2
ˆ
/V
a es
una corrección que toma en cuenta las fuerzas de atracción intermolecular(a) es la
atracción intermolecular. Como podría esperarse en el caso de una ecuación
generalizada, las constantes (a y b) se evalúan a partir del comportamiento
general de los gases. En particular estas constantes se evalúan observando que
la isoterma crítica pasa por un punto de inflexión en el punto crítico, y que la
pendiente es cero en ese punto 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.
En la ecuación (25), también se encuentran los parámetros:(P) = presión del
sistema; (T)= temperatura del sistema ;(V
ˆ ) = volumen molar ; (R) = constante
universal de los gases. A partir de la ecuación (25) se pueden extraer dos tipos de
conclusiones:

29
29
1.- Todo sucede como si el volumen disponible para el movimiento de las
moléculas fuese la diferencia entre el volumen molar y la constante (b), lo cual es
b
V
ˆ , debido al volumen no despreciable de las mismas
2.- La presión efectiva (P) se reduce en 2
ˆ
V
a
ya que las moléculas próximas al
contenedor experimentan una fuerza hacia el interior del gas, originadas por la
atracción intermolecular, que reduce la intensidad del choque de las moléculas
con la pared.
Conocidas (a y b) para un fluido particular, se puede determinar la presión y el
volumen para varios valores de temperatura. La ecuación de Van der Waals se
puede representa a través de un diagrama de fase presión- volumen (P-V), el cual
se muestras en la figura 3.
Figura 3 Isoterma de un Gas de Van der Waals
La figura 3 que representa un diagrama (P_V), muestra tres isotermas. La curva
sobrepuesta representa los estados líquidos y vapor saturados. Para la isoterma
C
T
T1 , la presión es una función monótona decreciente al aumentar el volumen
molar V
ˆ ; la isoterma crítica C
T presenta una inflexión horizontal en (C),
característica del punto crítico Ahora para la isoterma C
T
T2 , la presión
disminuye rápidamente al aumentar el volumen molar en la región líquida, se hace
mínima después de cruzar la línea de líquido saturado y aumenta hasta un
Máximo, para luego cruzar la línea de vapor saturado y continuar en la región de
vapor. Las isotermas experimentales no exhiben esta transición suave de la región
líquida a la de vapor; en su lugar, éstas contienen una línea horizontal dentro de la

30
30
región de dos fases donde coexisten el líquido y el vapor saturados en distintas
proporciones a la presión de vapor o saturación.
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
ˆ ;
luego queda b
V
ˆ
La ecuación de Van der Waals permite justificar los cambios de estado, cuya
razón debe buscarse en la tendencia general de la naturaleza a las
configuraciones de estado de energía mínima. Esta forma de Comportamiento no
se puede representar analíticamente y hay que aceptar como inevitable el
comportamiento poco realista de la Ecuación de Van del Waals en la citada región.
Sin embargo el comportamiento (PV) predicho en esta región por una ecuación de
estado cúbica apropiada, no es del todo falsa, ya que cuando la presión en un
líquido saturado excepto de zonas de nucleación de vapor tiende a disminuir, en
un experimento cuidadosamente controlado, la vaporización no se presenta y la
fase líquida persiste aún a presiones muy por debajo de su presión de vapor. Las
constantes de la ecuación (25) pueden evaluarse mediante un ajuste de los datos
(PVT) disponibles. Sin embargo, al tratarse de una ecuación cúbica sencilla, las
estimaciones adecuadas provienen de las constantes críticas, tales como
temperatura crítica (Tc) y presión crítica (Pc). Puesto que la isoterma crítica exhibe
una inflexión horizontal en el punto crítico, entonces pueden imponerse las
siguientes condiciones matemáticas:
La ecuación (25) Fijada a P y T, es un polinomio cúbico para el volumen molar, de
manera que habrán tres raíces para el volumen molar por cada valor de la presión.
Cuando exista una raíz real y dos complejas conjugadas, se estará en la región
del gas en la cual la condensación a la fase líquida no es posible ( ya que el gas
es un proceso irreversible). Cuando hay tres raíces reales, la isoterma de Van der
Waals tiene el comportamiento similar a la letra (S) acostada. Esa región
corresponde a la coexistencia de la fase líquida y gaseosa, que sin embargo la
ecuación (25( no predice
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

31
31
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.
Caracterización de la Transición de las Fases: El tratamiento de cambio de fase
a partir de los principios de la Mecánica Estadística de los sistemas en equilibrio
ha sido un problema central de esta disciplina durante mucho tiempo. Es bien
conocido los Diagramas de Fases (P-V). Las isotermas de cambio de fase que allí
se obtienen. Esto se muestra en la figura (3), donde ocurre una condensación de
gas a líquido, esto necesariamente debe de ocurrir por debajo de una temperatura
crítica C
T . La explicación a este proceso, es que disminuir el volumen del gas, la
Presión aumentan hasta que aparece una fase líquida. Luego al disminuir todavía
más el volumen, la presión permanece constante, mientras continua disminuyendo
la masa de la fase gaseosa y aumenta la cantidad de líquidos, y por ende aumenta
la cantidad de líquido condensado.
Al final del proceso se ha condensado todo el gas y una disminución del volumen
adicional requiere de muy altas presiones, esto ocurre fundamentalmente porque
el líquido es casi incompresible. Por encima de la temperatura crítica es imposible
condensar gas, aquí la transición de fases no existe. La frontera de la región de
coexistencia de las dos fases esta indicada con línea de punto en la figura 3. El
volumen crítico C
V , correspondiente al punto en el cual la isoterma C
T toca la
zona de coexistencia, se denomina volumen crítico. El punto singular en cuestión
es el punto crítico y desaparece junto con el cambio de fase aumentando la
temperatura
Punto crítico: El punto de temperatura o presión que corresponde a un cambio en
el estado físico de una sustancia. Durante el enfriamiento de una aleación
metálica, corresponde al punto crítico. Este punto 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.

32
32
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 solamente de la
temperatura.. Quizás sea importante tener en cuenta que un componente solo
tiene presión de vapor hasta alcanzar el punto crítico, ya que más arriba del puno
crítico, solo habrá gas y el proceso es irreversible 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.
Determinación de las Constantes de Van der Waals
0
ˆ
ˆ 2
2
C
C V
P
V
P
(26)
También se tiene que la ecuación (25) se diferencia de la ecuación (5), por la
presencia de los términos de corrección (a y b), los cuales son propios de cada
gas, y crecen al aumentar la masa de las partículas y al incrementarse la
complejidad de las moléculas. Es, decir el volumen y el número de átomos. Una
de las constantes corrige el volumen, y la otra modifica la presión. El término
(a/V
ˆ 2
) representa el factor de corrección de la presión, luego es una corrección
que toma en cuenta las fuerzas de atracción intermolecular La constante (b)
representa el factor de corrección del volumen molar (V
ˆ ), lo que indica que
representa el volumen ocupado por las moléculas.
Estos parámetros son normalmente determinados en base a las condiciones
críticas o Criterios de Van der Waals. Luego la ecuación (24) es una ecuación
válida para los gases reales. Ya, que en los gases reales las moléculas están
sujetas a una interacción mutua, caracterizada por una cierta energía potencial, la
cual es una función de la distancia. La energía potencia representa las fuerzas
atractivas para las distancias grandes, en las distancias pequeñas representa las
fuerzas repulsivas. En un gas real la presión efectiva disminuye por efecto de las
interacciones moleculares. Esta es una de las principales desviación de los gases
ideales.
La ecuación (24) se puede utilizar para los gases ideales a presiones y
temperaturas ambientales. Aunque quizás habría que definir el significado de
temperaturas ambientales, porque muchas veces esto tiende a confundir, ya que
las condiciones ambientales tienen una gran variación, pero este caso las
condiciones ambientales se consideran la temperatura de 25 C. Como podría
esperarse en el caso de una ecuación generalizada las constantes (a y b) se
evalúan a partir del comportamiento general de los gases. En particular, estas
constantes se determinan observando que la isoterma crítica de Van der Waals en

33
33
un diagrama (P_V), tal como se muestra en la figura 3. En estas isotermas de Van
der Waals, se define un punto crítico, en donde las isotermas tienen un punto de
inflexión horizontal, en donde se debe cumplir las siguientes condiciones:
Tangente horizontal: 0
ˆ
C
T
V
P
(27)
Punto de inflexión: 0
ˆ2
2
C
T
V
P
(28)
Que junto con la ecuación de estado determinan el estado crítico del gas con
)
ˆ
(
ˆ2
b
V
V
a
P =RT (29)
variables termodinámicas (TC; PC y VC) Desde el punto de vista de la temperatura,
el punto crítico representa la temperatura máxima a la cual un elemento
permanece en estado líquido, y la presión crítica, es la presión medida a esta
temperatura. Las ecuaciones (27) y (28) indica que la ecuación de Van der Waals
se puede expresar en términos de las condiciones críticas, y con ellos da origen a
las siguientes ecuaciones:
2
27b
a
PC ;
xRxb
a
TC
27
8
y b
VC 3 (30)
)
ˆ
(
ˆ2
b
V
V
a
P C
C
=RTC (31)
C
T
V
P
ˆ
= - 3
2 ˆ
2
)
ˆ
( C
C V
a
b
V
RT
=0 (32)
0
ˆ
6
)
ˆ
(
2
ˆ 4
3
2
2
C
C
C
T
C V
a
b
V
RT
V
P
C
(33)
Combinando estas ecuaciones se obtiene:
a =
C
C
P
xT
xR
64
27 2
2
b=
C
C
xP
RxT
8
(34)
Importancia de los Parámetros de Van der Waalas: Al determinar los
parámetros de Van der Waals, permitió la cuantificación de parámetros críticos:

34
34
Ley del Diámetro Rectilíneo Para el Volumen Crítico: la mejor forma de
obtener esta constante crítica es con ayuda de la regla conocida como la ley del
diámetro rectilíneo. Esta ley establece que la media de las densidades de
cualquier sustancia en el estado líquido y en el de vapor saturado, a la misma
temperatura, es una función lineal de la temperatura. Las densidades del líquido y
del vapor saturado en equilibrio con el mismo se conocen como densidades
ortóbaros
Ley de los Estados Correspondientes: Las reglas de las fases indican que la
presión, volúmenes específicos y temperatura de un fluido de composición
constante están interrelacionados y no se necesita ninguna otra información
acerca de las propiedades de fluido para determinar una variable si se conoce las
otras dos. Esto es una función matemática.
Las expresiones mencionadas anteriormente, pueden ser muy complicadas de
usar como en el caso de la ecuación virial de Benedict o demasiado simple como
la ecuación del gas ideal pues no implica el uso de constantes específico para el
gas considerado. Sin embargo, muchos investigadores han propuesto que si se
que si se pudiera eliminar las constantes específicas de las Ecuaciones de Estado
esto daría como resultado una ecuación de uso mas general y aplicable a muchos
compuestos de estructura y composición química semejante. Esto se logra
escribiendo las ecuaciones de estado en función de parámetros presión, volumen
y temperatura reducido R
R
R yT
V
P ; y en lugar de las cantidades absolutas. Las
magnitudes R
R
R yT
V
P ; denominan presión, volumen y temperatura reducida, los
que utilizados, repetidamente dan origen a la ecuación reducida de estado En
forma reducida La Ecuación de Van der Waals queda:
R
R
R
R T
V
V
P 8
)
1
ˆ
3
(
ˆ
3
2
(36)
La ecuación de Van del Waals permite justificar los cambios de estado, cuya razón
debe buscarse en la tendencia de la naturaleza a las configuraciones de estado de
energía potencial mínima, compatible con las condiciones impuestas a los
sistemas, puesto que en cualquier otra ocasión existe un trabajo útil que se puede
desarrollar. La ecuación (36) representa la Ley de los Estados Correspondientes.
Además, el aspecto importante de la ecuación es que resulta perfectamente
general y que al no intervenir las constantes (a, b y R) serán aplicables para todas
las sustancias Además, como se ha deducido de que la ecuación de Van der
Walls puede representar, por lo menos cualitativamente, el comportamiento de
una sustancia en fase líquida y en fase gaseosa, la ecuación reducida será
igualmente válida para cada una de estas formas, Como es de tercer orden con
respecto, existirán tres soluciones a la ecuación por debajo de la temperatura
crítica, una correspondiente al líquido, otra al vapor, mientras la primera no tiene
significado físico alguna.

35
35
El análisis del estudio de los Estados Correspondientes demuestra que si dos o
más sustancias cualesquiera tienen la misma presión reducida, es decir, sus
presiones son la misma fracción o múltiplo de la presión o de sus presiones
críticas , y se encuentran a temperatura reducidas iguales , de sus temperaturas
críticas temperaturas las misma, fracción o múltiplo respectivas, entonces su
volumen será igual, se dice entonces que las sustancias se encuentran en
estados correspondientes
En forma polinómica la Ecuación de Van der Waals es:
0
ˆ
ˆ
ˆ 2
3
P
ab
V
P
a
V
P
RT
b
V (35)
b.- Ecuación de Estado de Redlich- Kwong (RK) El desarrollo moderno de las
Ecuaciones Cúbicas de Estados. Comenzó en 1949 con la publicación de la
Ecuación de Redlich- Kwong Esta ecuación representa una modificación a la
Ecuación de Van der Waals, sobre todo en el término que contiene la presión de
atracción (RK). Esta ecuación tiene en la actualidad una gran utilización en los
modelos de simulación, sobre todo para determinar la constante de equilibrio,
líquido- Vapor, la ecuación propuesta es:
T
b
V
V
a
b
V
RT
P
)
ˆ
(
ˆ
ˆ
(37)
La ecuación (37) es una ecuación cúbica de estado, luego tiene tres raíces para el
volumen, dos de ellas pueden ser complejas; físicamente, los valores significativos
del volumen son reales, positivos y mayores que la constante (b). Los volúmenes
de líquidos y vapores saturados están dados por la raíz menor y mayor,
respectivamente, cuando (P) es la presión de saturación o presión del vapor.
Aunque las raíces de una ecuación cúbica de estado se pueden encontrar
explícitamente, es más frecuente que se empleen técnicas iterativas, que resultan
prácticas solamente si convergen en la raíz deseada. En la actualidad con el
desarrollo de las técnicas computacionales, la gran mayoría de las ecuaciones, se
han comenzado a utilizar, en la caracterización de los fluidos petroleros.
En la figura 3 se observa que cuando T>Tc, la solución de V
ˆ para cualquier valor
positivo de (P) proporciona sólo una raíz positiva real. Cuando T<Tc, se tiene
únicamente una raíz real positiva cuando la presión es alta, pero para un intervalo
de presiones menores existen tres raíces reales positivas. En este caso, la raíz
intermedia no tiene significado; la raíz más pequeña es un líquido o un volumen
similar al de un líquido, y la raíz más grande es un vapor o un volumen parecido a
un vapor. Los volúmenes del líquido y vapor saturados están dados por las raíces
más pequeña y más grande cuando P es la presión de saturación o de vapor. Los
parámetros (a y b) se obtienen aplicando los criterios de Van der Waals o el
método de volúmenes iguales, de donde se obtiene las siguientes ecuaciones:

36
36
aC=
C
C
P
xT
R 2
2
42748
,
0
b=
C
C
P
xRxT
08664
,
0
(38)
Las constantes 0,42748 y 0,08664 son conocidas en la literatura bajo el símbolo
de a y b, respectivamente, desde luego cuando se trabaja con los modelos
cúbicos o cuadráticos se utiliza su forma numérica. En forma polinómica la
Ecuación de (RK) queda:
0
ˆ
ˆ
ˆ 2
3
T
Px
ab
V
T
Px
a
P
bRT
V
P
RT
V (39)
c.- Ecuación de Estado de Soave- Redkich- Kwong (SRK) Esta ecuación es
otra de las modificaciones adicionales realizadas sobre la ecuación de Van der
Waals. Esta modificación permitió cambiar:
T
a
T
a
(40)
En donde el parámetro (aT), conlleva a que no haya mayores problemas en cuanto
a los cambios en la temperatura del sistema, ya que el parámetro tendrá un rango
de validez, para la temperatura, luego dentro de ese rango se puede considerar
que la temperatura permanece constante. El parámetro (aT) se determina, según
la siguiente ecuación:
aT= aCx (41)
La ecuación que propone Soave- Redlich- Kwong fue:
RT
b
V
b
V
V
a
P T
)
ˆ
(
)
ˆ
(
ˆ
(42)
Para encontrar la funcionalidad de ( ), Soave cálculo valores de este parámetro
para diferentes temperaturas con varios hidrocarburos puros, usando como
condición que las fugacidades ( ) fueran las mismas para las fases líquida y vapor
en la curva de saturación. Se encontró que fue una función lineal de TR
1/2
, con
pendiente negativa; entonces =1 en TR= 1, luego queda:
1/2
(TR, ) = 1+ m (1-TR
1/2
) (43)
(TR, )= 1+m( ) (1-TR
1/2
) 2
(44)
m = 0,4851 +1,574 -0,170 2
(45)

37
37
Los parámetros (a y b), tienen los mismos valores que los determinados para la
Ecuación de Estado de Redlich- Kwong ( ) es el Factor Acéntrico, el cual fue
definido por Pitzer, para componentes puros de la siguiente forma:
=-(logPR+1) (46)
En la ecuación (46) la temperatura reducida (TR), debe tener un valor de (0,7). El
factor acéntrico se denomina también no- esfericidad de las moléculas, conforme
aumenta el peso molecular de los hidrocarburos, el factor Acéntrico se incrementa.
Este parámetro aparece tabulado para la mayoría de los compuestos químicos.
Sustituyendo la ecuación (38 en los referente al parámetro (a) y la ecuación (44)
en (45) se tiene que:
(T)= 0,42748
2
2
1
1 T
P
xT
R
C
C
C
(47)
Luego se tiene que:
(T)= 0,42748x
2
2
2
2
1
173
,
0
574
,
1
480
,
0
1
( T
P
xT
R
C
C
(48)
En forma polinómica la ecuación (SRK) queda:
0
ˆ
ˆ
ˆ 2
2
3
T
Px
axb
V
T
Px
a
P
bxRxT
b
V
P
RT
V (49)
La ecuación válida para calcular la fugacidad del líquido y del gas es:
ln( )=
Z
B
b
b
a
a
B
A
B
Z
Z
b
b b
i
i
ln
2
)
ln(
)
1
( (50)
En la ecuación (50) : ( ) fugacidad; (Z) factor de compresibilidad; (A y B) constante
que dependen de las condiciones críticas, (ai y bi) ; (a y b) constante que depende
de las condiciones críticas de las sustancias puras.
d.- Ecuación de Peng- Robinson (PR) Esta es una ecuación cúbica con respecto
al volumen de tipo Van der Walls,
b
V
b
b
V
V
a
b
V
RT
P
ˆ
ˆ
ˆ
ˆ
(51)
Donde : 37464
,
0
m 2
26992
,
0
54226
,
1 (52)

38
38
C
C
P
T
R
a
2
2
45724
,
0
2
1
1 R
T
m (53)
C
C
P
RT
b 07780
,
0 (54)
El coeficiente de fugacidad para cada fase se determina como:
ln ( ) =
B
Z
B
Z
B
A
B
Z
Z
P
P
P
P
1
2
1
2
ln
2
2
ln
1 (55)
Para mezclas, se aplican las siguientes reglas de mezclado:
n
i
n
j
ij
j
i
J
i
M a
a
X
X
a
1 1
5
,
0
5
,
0
1 y
n
i
i
M b
X
b
1
1
(56)
2
RT
xP
a
A M
y
RT
b
B M
(57)
Una vez encontradas las raíces de la ecuación cúbica (51) se asigna el mayor
valor de factor Z al vapor y el menor a la fase líquida, y con ellos se calcula el
coeficiente de fugacidad de cada fase basándose en la siguiente ecuación
ln( ) =
B
Z
B
Z
a
a
a
X
B
A
B
Z
Z
b
b
P
P
M
n
K
kP
k
i
kP
P
P
M
i
1
2
1
2
ln
1
2
2
2
ln
1
5
,
0
5
,
0
(58)
Reglas de Mezclado: Las ecuaciones para los gases reales, en su forma cúbica,
pueden ser utilizadas para mezclas de gases. Esto se denomina Reglas de
Mezclado. En este caso los parámetros (a y b), que corresponden a componentes
puros. Luego al trabajar con mezclas de hidrocarburos, se hace necesario hacer
uso de las ecuaciones denominadas Reglas de Mezclado. Estas reglas
desempeñan un papel importante en el estudio de las mezclas de hidrocarburos.
En este caso la ecuación (56), es la que se utiliza en las mezclas de hidrocarburos
El término ( ij) utilizado es un coeficiente de interacción binaria, el cual puede
asumirse que es independiente de la temperatura y presión. El coeficiente se
considera igual a cero para interacciones hidrocarburo- hidrocarburo y diferente de
cero para hidrocarburos no hidrocarburos. Las variables (Xi y XJ) son fracciones
molares del componente (i) y del componente (j), respectivamente. Si ( ij)=0 las
ecuaciones de Regla de Mezclado, tiene una gran importancia, ya que se pueden
utilizar en mezclas de gases y toman la siguiente forma:

39
39
aij=(
n
i 1
Yi I )2
(59)
e.- Ecuación de Clausius. Propuso en 1880 que el término atracción molecular
es inversamente proporcional a la temperatura, dando con ello origen a una
ecuación, que es:
RT
b
V
C
V
T
a
P )
ˆ
(
)
ˆ
( 2
(60)
El uso de la constante (C) le da una mayor precisión a la ecuación (60), pero su
cálculo es complicado, en vista que hay que utilizar manipulaciones matemáticas y
termodinámicas, que dificultan el uso de la ecuación.
f.- Ecuación de Dieterici Este autor en 1899 encontró que la dependencia de la
temperatura de atracción molecular se puede determinar en una forma diferente y
dedujo una ecuación, que es válida para altas presión, la ecuación es:
V
RT
a
b
V
RT
P
ˆ
exp
ˆ
(61)
g.- Ecuación de Lorente En e1881 dedujo una ecuación en términos del volumen
molecular, la cual fue:
2
ˆ
V
a
P RT
b
V
V
bx
V
ˆ
ˆ
ˆ (62)
h. Ecuación de Berthelot Esta ecuación fue propuesta en 1899, y es válida para
altas presiones. La ecuación elimina la constante (C) de la ecuación (60), y es:
2
ˆ
V
Tx
a
P x RT
b
V )
ˆ
( (63)
i.- Ecuación de Wohl. Esta ecuación fue deducida en 1927, y se considera el
efecto de la temperatura en la atracción del volumen molecular, a través de la
ecuación:
RT
b
V
V
x
T
c
b
V
V
Tx
a
P )
ˆ
(
ˆ
)
ˆ
(
ˆ 3
2
(64)
La ecuación de Wohl contiene 3 constantes, las cuales se obtiene a partir de las
propiedades críticas
a= 6PCTC V2
C (65)

40
40
b=
4
C
V
(66)
c = 4PCT3
C V3
C (67)
j.- Ecuación del Virial Para una isoterma como 1
T en la figura 3 se nota que la
presión aumenta a medida que disminuye el volumen. Por lo tanto el producto
(PV) para un gas o vapor debe ser mucho más constante que cualquiera de sus
miembros, por lo que debe ser más fácil representarlo. Por ejemplo, el producto
PV a lo largo de una isoterma puede expresarse por un desarrollo en serie de
potencias en P
2
ˆ cP
bP
a
V
P (68)
En este caso (a,b y c) son las constantes viriales. Si se establece que:
aC
c
aB
b ; etc. (69)
Entonces la ecuación (68) se convierte en:
....)
1
(
ˆ 3
2
DP
CP
BP
a
V
P (70)
En principio, el miembro derecho de la ecuación (70) es una serie infinita. Sin
embargo, en la práctica se emplea un número finito de términos. De hecho, los
datos PVT muestran que a presiones bajas el truncamiento de la serie después de
los dos primeros términos proporciona resultados satisfactorios. En general, entre
más grande es el intervalo de presión considerado, el número de términos
necesarios aumenta. Con el establecimiento de una escala de temperatura de gas
ideal, la constante (a) de la ecuación (68) puede reemplazarse por (RT). Por lo
tanto, la ecuación (68) se convierte en:
...
1 3
2
DP
CP
BP
RT
PV
(71)
En donde el cociente adimensional PV/RT recibe el nombre de factor de
compresibilidad y se le da el símbolo (Z). Este factor proporciona una idea de la
discrepancia entre un gas ideal y un gas real. Una expresión alternativa para Z,
también de uso común, es:
......
ˆ
ˆ
ˆ
1 3
2
V
D
V
C
V
B
Z (72)
Las dos ecuaciones anteriores se conocen como desarrollos viriales, y los
parámetros (B, C, D)., reciben el nombre de coeficientes viriales.

41
41
k.- Ecuación de De Benedict- Webb- Rubin Esta ecuación es de gran utilidad,
para ser utilizada en los paquetes de simulación, ya que tiene una alta precisión y
exactitud A partir de la introducción de Redlich- Kwong se han propuesto varias
ecuaciones cúbicas de estado. Todas ellas son casos especiales de las
Ecuaciones Cúbicas de Estado Genérica
V
V
b
V
V
b
V
RT
P
ˆ
ˆ
ˆ
ˆ
ˆ 2
(73)
En la ecuación (73) (b; ;
; y ) son parámetros que en general depende de la
temperatura y, para mezclas, de la composición. Aunque la ecuación (73) parece
muy flexible, tiene limitaciones inherentes, debido a que es cúbica. Las ecuaciones
que tienen una exactitud global mayor son necesariamente más complejas, como
lo ilustra la Ecuación de Benedict- Webb- Rubin. Ecuación que en la actualidad
con el desarrollo de los paquetes computacionales, tiene una gran importancia
para determinar el caudal de gas.
P=
2
ˆ
2
2
3
6
2
2
2
0
0
)
ˆ
1
(
ˆ
ˆ
ˆ
ˆ
ˆ
V
o
xepx
V
xT
V
c
V
ax
V
a
bxRT
V
T
C
A
xRxT
B
V
RT
(74)
Aquí B0 , A0 ,C0 ,b ,a , ,c y son constantes para un fluido determinado.. La
ecuación (74) se usa con éxito en amplios rangos de presión y temperatura. Las
constantes para un buen número de sustancias están tabuladas. El éxito de la
ecuación original ha provocado numerosos estudios donde la propia ecuación o
una modificación de la misma se ha generalizado para aplicarla en muchos tipos
de compuestos. De hecho, la ecuación y sus modificaciones, a pesar de la
complejidad que tienen, se emplean en las industrias del petróleo y del gas natural
para hidrocarburos ligeros y algunos otros gases encontrados comúnmente. Esta
es una de las ecuaciones de mayor utilidad para determinar las propiedades
termodinámicas de sistemas de hidrocarburo livianos. Esta ecuación tiene 8
constantes, luego necesita de computadoras. A pesar que es una ecuación
compleja, tiene gran uso para hidrocarburos livianos Para las mezclas se han
desarrollados diferentes formas de calcular las constantes, las cuales para
componentes puros, por lo general varían en función de la diferencia en los
intervalos de P y T, para los cuales fueron calculadas
l.- Ecuación de Beattie – Bridgeman. Esta ecuación sustituye a la ecuación de
Lorenz:
2
3
2 ˆ
)
ˆ
(
ˆ
1
ˆ
ˆ
1
ˆ V
V
a
a
A
V
b
B
V
x
T
V
c
V
RT
P
o
o (75)

42
42
Aquí los parámetros: (a ,b, c, A0 y B0 ) son constantes, que están tabuladas para
sustancias puras. En el caso de mezclas se han desarrollados combinaciones que
permiten determinar estas constantes con cierto grado de precisión. En la
actualidad el uso de las computadoras, ha incrementado la aplicabilidad de estas
ecuaciones, también se ha aumentado la precisión de los datos obtenidos. Para el
volumen molar se puede obtener una ecuación, la cual tiene una alta precisión y
exactitud, los datos de las constantes están tabulados
RT
A
E
x
B
P
RT
V )
1
(

 (76)
En donde: A=Ao
RT
aP
1 (77)
B=Bo
RT
bP
1 (78)
E= 4
RT
cP
(79)
Ejemplo: Determinar a través de la ecuación de Estado de Peng- Robinson el
volumen que ocupa la mezcla del cuadro 1. Si la presión tiene un valor de 3000
lpca y la temperatura es 230 F.
Para la resolución de este problema hay que utilizar las ecuaciones (43); (44);
(52);)53) y (54), las cuales se utilizan para determinar las constantes (a) y (b),
primeramente como si fuera una sustancia pura, para después determinar en la
mezcla, utilizando para ello la Regla de Mezclado. Los resultados obtenidos se
muestran en el cuadro 2:
Cuadro 2 Resultado de Peng- Robinson
Comp Xi(lbmol) bi mi i ai
C1 0,8421 0,4230 0,3900 0,7004 6410.50
C2 0,0270 0,6485 0,5262 0,8773 19723,65
C3 0,0310 0,9012 0,5999 0,9784 37029,43
nC4 0,0100 1,1600 0,6579 1,6755 93770,94
iC4 0,0098 1,1586 0,6435 1,0443 56046,12
nC5 0,0078 1,4439 0,7433 1,1488 88419,33
iC5 0,0049 1,4116 0,7151 1,1291 94045,86
C6 0,0041 1,7702 0,8130 1,2240 124794,78
C7 0,0031 2,0431 0,8814 1,2971 162499,86
N2 0,0122 0,3857 0,4359 0,4573 2526,95
C02 0,0330 0,4272 0,4511 0,8924 13162,63

43
43
H2S 0,0150 0,4322 0,5262 0,9854 18024,13
Total 1,0000
M
b 0,8421x0,4230+0,0270x0,6485+0,0310x0,9012+0,0100x1,1600+0,0098x1,15
86+0,0078x1,4439+0,0049x1,4116+0,0041x1,7702+0,0031x2,0431+0,0122x0,385
7 +0,0330x0,4272+0,0150x0,4322=0,4818
aM=0,8421x0,8421x6410,50x(6410,50)0,5
x1+0,8421x0,0270x6410,5x(19723,65)0,5
+
+...
Resolviendo la ecuación (51) queda:V
ˆ =5,96 3
pie /lbmol. Este valor viene a
significa el volumen molar, para la mezcla gaseosa, bajo las condiciones de
presión y temperatura dada para la mezcla gaseosa
Condiciones Críticas Para los Gases
a.- Temperatura Crítica La (TC) es la máxima temperatura a la cual puede
licuarse un gas. Lo que indica que es la temperatura por encima de la cual no
puede existir el líquido. La (TC) de una sustancia pura es la temperatura máxima
en la que pueden coexistir las fases líquidas y vapor en equilibrio. La temperatura
crítica de los compuestos orgánicos se determina con la correlación de Lydersen:
2
)
(
567
,
0 T
T
T
T b
C (80)
En donde:(Tb) = temperatura normal de ebullición en (K o R). Luego para aplicar la
fórmula (80) se requiere conocer el punto normal de ebullición;(TC)= temperatura
crítica del compuesto orgánico. Tanto (Tb), como (TC) se expresan en
temperaturas absolutas, es decir (K o R); ( T) incrementos de temperatura de
Lydersen, que se encuentran tabulados: El cálculo de la temperatura crítica, tiene
una alta precisión, difícilmente el error es mayor a 2%, salvo en compuestos con
alto peso molecular.
b.- La presión crítica (PC) Se define como la mínima presión requerida para licuar
un gas a su temperatura crítica. La presión crítica de los compuestos orgánicos se
estima a partir de la siguiente ecuación:
2
)
34
,
0
( P
M
PC (81)
En donde (M)=peso molecular La C
P obtenida por esta fórmula tiene las unidades
de (atm) y ( P)= incrementos de presión, el cual se encuentra tabulados.
c.- El volumen crítico (VC) de los compuestos orgánicos, se estima por lo general
mediante la siguiente ecuación:

44
44
029
,
1
)
(
04
,
33 i
C V
V (82)
Donde :( Mi) representa el peso molecular; mientras que ( Vi) esta tabulado.
Cuando se utiliza la fórmula (82) el (VC) se expresa en (cm3
/mol)
En general las propiedades críticas tienen una gran importancia, sobre todo para
determinar el comportamiento de los hidrocarburos, en especial cuando se trata de
los alcanos principales constituyentes del gas natural. En este caso las
propiedades críticas sirven para evaluar el conocimiento de las propiedades
termodinámicas de los alcanos pesados y sus mezclas, ya que es esencial para el
diseño de los procesos en la industria petroquímica, como la destilación, adsorción
y la extracción. A partir de correlaciones matemáticas se determinó que para la
temperatura y presión crítica se deben de utilizar las siguientes ecuaciones:
2
)
10
321
,
4
10
058
,
8
(
1
7257
,
0
3
4
n
xn
x
x
TC (83)
En este caso (n) representa el número de carbono del alcano, luego para que la
ecuación tenga una alta precisión se recomienda no utilizarla para el Metano (C1)
y Etano (C2). En este caso la ecuación tendrá una precisión de 0,035%
7
)
10
748
,
1
10
810
,
1
(
1
226
,
1
226
,
1
1
n
xn
x
x
PC (84)
En la ecuación (84) se elimino de la correlación todos los alcanos más livianos con
Lo cual la ecuación (84) alcanza una precisión de 0,76%. En el cuadro 3 se
presentan las propiedades críticas de los compuestos más comunes en el gas
natural
Temperatura y Presión Seudocríticas y Reducidas. Para estimar la temperatura
y presión crítica de una mezcla de gas natural con pequeñas fracciones de
impurezas, sería muy dificultoso. En vista que cada mezcla de gases tendrá su
propia temperatura y presión crítica verdadera., con ello dificultaría el
proceso. Es, por ello, que con el objetivo de estudiar el comportamiento de las
mezclas de gas Kay introdujo el concepto de temperatura y presión seudocríticas,
y para su determinación se utilizan las siguientes ecuaciones:
n
i
yixPci
Psc
1
; TSC=
n
i
Tci
1
(85)
En la ecuación (85) (y1) representa la fracción molar de la especie gaseosa. Con el
conocimiento de la temperatura y presión crítica (TC) y (PC) se obtiene la presión,
desde luego hay que tener en cuenta que los parámetros temperatura y presión
seudocríticas determinados de esta forma no están corregidos por impurezas, que
habría que realizar si las hay

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