Como en cualquier disciplina, la comprensión de los principios científicos subyacentes tiene profundas implicaciones prácticas cuando se entienden correctamente. En esta serie de artículos, revisaremos los primeros principios de la tecnología de vacío y los explicaremos usando ilustraciones del mundo real. La mayoría de los sistemas de vacío industrial pueden clasificarse, en términos generales, en términos de vacío bajo (es decir, "blando"), medio, alto (es decir, "duro") y ultraalto (Tabla 1). Estos rangos son muy útiles para describir la presión, el flujo y otros fenómenos que se encuentran, lo que conduce a una mejor comprensión de la selección y operación de la bomba de vacío y los requisitos operativos del sistema en los diferentes niveles de vacío.
Tabla 1 |Rangos de presión típicos de los sistemas de vacío industriales
Tabla 2 | Densidad del gas (moléculas por cm3) para varios rangos de presión
Como lo demuestra la diferencia de presión entre el vacío bajo y el vacío ultraalto, los sistemas de vacío industriales deben operar bajo un rango de presión extremadamente amplio. De hecho, el rango es tan grande que es difícil de comprender. Considere un volumen de gas a una presión de 1000 mbar (presión atmosférica) en un recipiente de 1 metro por 1 metro por 1 metro sellado para que ninguna molécula pueda escapar o entrar. Es fácil comprender que si se expande el volumen del recipiente mientras permanece sellado, la presión disminuirá (y se creará un vacío) en proporción directa al aumento de volumen (de acuerdo con la ley de Boyle). Si, por ejemplo, el volumen del recipiente se duplica a 2 metros cúbicos, la presión se reducirá a la mitad, a 500 mbar. Cuando esta relación se amplía a la escala de los sistemas de vacío industriales, el resultado es sorprendente. Si tomamos este mismo volumen de gas de 1 metro cúbico y aumentamos su volumen lo suficiente como para que la presión se reduzca a 10 -12 mbar (vacío ultraalto), el contenedor tendrá la asombrosa cantidad de 99 km de largo x 99 km de ancho x 99 km. alto, o 200 veces el volumen del gran cañón!
Figura 1 | El Parque Nacional del Gran Cañón 1
Otra forma de comprender el rango de presión de funcionamiento de los sistemas de vacío industriales es considerar la densidad del gas o la cantidad de moléculas de gas que residen en un volumen determinado. Hay aproximadamente 2,65 x 10 19 o 26 500 000 000 000 000 000 moléculas en un centímetro cúbico de gas a 10 3 mbar, que es la presión atmosférica al nivel del mar (Tabla 2). Bajo una presión cada vez más baja, las moléculas se dispersan más y más, hasta que, en un vacío ultraalto (10 -12 mbar), hay solo 2,65 x 104 o 26 500 moléculas por centímetro cúbico. A esta densidad, solo hay una molécula aproximadamente cada 0,33 mm en el espacio. Dado que el diámetro de cada molécula de gas es mucho menor que esto (4 x 10 -8 cm para el aire, por ejemplo), hay mucho espacio entre las moléculas. Para ponerlo en proporción, si las moléculas de gas fueran granos de arena, en ultra alto vacío estarían a 1.650 metros de distancia. A estas presiones extremadamente bajas, las colisiones entre moléculas, que normalmente dictan las propiedades de los gases, se vuelven muy poco frecuentes y se requiere un modelo teórico diferente para explicar sus propiedades (la llamada Teoría Cinética de los Gases).
La teoría del continuo y la teoría cinética de los gases
A la presión atmosférica o cerca de ella, y en sistemas sin vacío, la denominada teoría del continuo describe con precisión las propiedades de los gases. En términos simples, nos dice que las colisiones entre moléculas de gas dictan las propiedades de un gas. La teoría del continuo es lo que llamamos de naturaleza macroscópica y se rige por las leyes de los gases, como la ley de los gases ideales, la ley de Boyles y la ley de Dalton.
- Ley de los gases ideales: en un gas perfecto o ideal, el cambio de densidad está directamente relacionado con el cambio de temperatura y presión.
- Ley de Boyles: La presión ejercida por una masa dada de un gas ideal es inversamente proporcional al volumen que ocupa, a temperatura constante
- Ley de Dalton de las presiones parciales: En una mezcla de gases que no reaccionan, la presión total ejercida es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales
Después de que la tecnología de las bombas de vacío se desarrollara hasta el punto de que cada vez fueran posibles menos moléculas de gas en un volumen dado, los principios rectores que afectan las propiedades de estos gases cambiaron y las consideraciones moleculares se volvieron primordiales. Es decir, las moléculas de gas se dispersan tanto que las colisiones intermoleculares entre moléculas de gas ya no dominan, sino que las colisiones con las paredes de la cámara son el factor determinante que afecta las propiedades del gas. Esto condujo a la teoría cinética de los gases, que se aplica no solo a bajas presiones (alto vacío), sino que también es precisa en todo el rango de presiones que se observa en los sistemas industriales de vacío.
Densidad Molecular y Camino Libre Medio
El concepto principal de la teoría cinética es que un gas consta de un gran número de partículas individuales (moléculas), cada una de las cuales se mueve individualmente y al azar, y que las colisiones entre ellas, así como sus colisiones con las paredes del recipiente, determinan la presión creada por el gas. La densidad molecular, o el número de moléculas de gas por unidad de volumen (Tabla 2), varía en proporción a la presión. Además, el camino libre medio (o la distancia promedio que debe recorrer una molécula antes de chocar con otra molécula) aumenta considerablemente a medida que disminuye la presión (Fig. 2). Lo que es más importante, el aumento de la trayectoria libre media a presión reducida dicta que las colisiones moleculares con las paredes del recipiente rigen las propiedades del gas a presión reducida.
Figura 2 | Camino libre medio y densidad molecular en relación con la presión, para nitrógeno a una temperatura de 0° C (Derivado del gráfico proporcionado por Pfeiffer Vacuum)
Nótese en esta figura que a un vacío ultraalto de 10 -10 mbar, el camino libre medio es de casi 10 5 o 100 000 metros. Esto significa que las colisiones entre moléculas de gas son tan infrecuentes que cada molécula tiene que viajar un promedio de 100.000 metros antes de una colisión fortuita con otra molécula. Dado que los lados del vaso están mucho más cerca que esto, las colisiones con la pared del vaso son mucho más frecuentes que con otras moléculas. Por esta razón, en alto y ultra alto vacío, las colisiones moleculares con las paredes del recipiente (Fig. 3) dictan la presión ejercida por el gas sobre las paredes del recipiente.
Figura 3 | Las colisiones entre las moléculas de gas y las paredes de un recipiente generan la presión en el recipiente 2
Esta comprensión conduce a la formulación de la presión del gas como una función de la densidad del gas, la velocidad (cuadrado medio) y la trayectoria libre media de las moléculas de gas individuales. Con esta base, denominada Teoría cinética de los gases, se derivan los cálculos de presión, flujo y conductancia en todo el rango operativo de vacío.
La teoría cinética de los gases se basa en las siguientes cinco suposiciones.
- Los gases están compuestos por un gran número de partículas que se comportan como objetos esféricos e inelásticos en un estado de movimiento constante y aleatorio.
- Las partículas se mueven de manera lineal hasta chocar con otra partícula o con las paredes de su recipiente.
- El tamaño de las partículas es insignificante en relación con el espacio entre ellas y, por lo tanto, la mayor parte del volumen de gas consiste en espacio vacío.
- No hay fuerza de atracción o repulsión entre las partículas de gas o entre las partículas y las paredes de su contenedor y, por tanto, su energía total es simplemente igual a sus energías cinéticas.
- Las colisiones entre partículas de gas y las colisiones con las paredes del contenedor son 100% elásticas. Nada de la energía de una partícula de gas se pierde cuando choca con otra partícula o con las paredes del recipiente.
Teniendo en cuenta las suposiciones anteriores, podemos derivar una fórmula (Ecuación 1) para describir la presión de un gas según la teoría cinética del gas.
Lo anterior está relacionado con el principio de la mecánica clásica donde la energía cinética = 1/2 mv 2 , desarrollado por Leibniz y Bernoulli y descrito originalmente en 1722 por Gravesande en una serie de experimentos en los que se dejaron caer bolas de latón desde diferentes alturas sobre una arcilla blanda. superficie. Gravesande descubrió que una bola con el doble de velocidad que otra dejaría una muesca cuatro veces más profunda, de lo que concluyó que la fuerza generada por un cuerpo en movimiento es proporcional al cuadrado de su velocidad. Este mismo principio se aplica a la teoría cinética de los gases, donde la fuerza de las moléculas que chocan contra las paredes del recipiente es la que genera la presión del gas, en proporción al cuadrado de su velocidad.
Como ejemplo, es útil considerar el nitrógeno, ya que el aire se compone principalmente de nitrógeno. Cada molécula de nitrógeno individual en un recipiente cerrado se mueve rápidamente en línea recta, hasta que rebota en otra molécula de nitrógeno o en la pared del recipiente, esencialmente como un montón de bolas de billar. A una temperatura del gas de 20 °C, cada molécula de nitrógeno individual se desplaza a una velocidad media de 518 metros por segundo, o 1.864 km por hora. Aunque cada molécula es diminuta, la fuerza de impacto acumulada generada por todas las moléculas que golpean nuestra piel cada segundo (aproximadamente 3 x 10 27 por metro cuadrado) es la presión del aire común sobre nuestros cuerpos.
En realidad, las moléculas de gas en un sistema se mueven a una amplia gama de velocidades, pero la velocidad promedio (media) se usa para calcular la presión y otros efectos. En otras palabras, las moléculas de un mismo gas exhiben una distribución de velocidades (Fig. 4), con la media representada por el pico de la curva. Algunos se mueven más rápido y otros más lento.
Figura 4 | Distribución de velocidades moleculares para varios gases 3
Hay una consecuencia interesante de la distribución de velocidades moleculares en un gas. Debido a la curva en forma de campana de la distribución de la velocidad, hay un número significativo de moléculas con una velocidad mucho más rápida (alrededor de 6 veces más rápida) que el promedio. La velocidad de escape de la tierra para cualquier objeto en movimiento (incluidas las moléculas de gas) es de 11,2 kilómetros por segundo. Las moléculas de nitrógeno más rápidas viajarán 518 × 6 = 3108 metros por segundo. Esto está muy por debajo de la velocidad de escape y, por lo tanto, el nitrógeno no escapa a la gravedad terrestre.
Por otro lado, las moléculas de hidrógeno en la atmósfera de la Tierra se moverán tan rápido como 2700 × 6 = 16 200 metros por segundo o 16,2 kilómetros por segundo. Esto está por encima de la velocidad de escape de la tierra. Entonces, los átomos de hidrógeno más rápidos, los que se encuentran en la cola de la distribución, son lo suficientemente energéticos como para vencer el control de la gravedad. Por lo tanto, el hidrógeno escapará al espacio, al igual que el helio. La gravedad de la Tierra retiene los gases pesados, pero los gases más ligeros se desplazan hacia el espacio.
En el artículo anterior, hablamos sobre la teoría cinética de los gases y cómo se puede usar para calcular las propiedades de los gases. También consideramos la relación entre la densidad molecular, el camino libre medio, la velocidad molecular y la presión. Ahora dirigimos nuestra atención a una discusión sobre temperatura y energía cinética, presión y energía cinética y tipos de flujo en sistemas de vacío. Nuevamente, nos enfocaremos en lo básico, utilizando comparaciones fundamentales para explicar los conceptos importantes para los sistemas de vacío industrial.
La relevancia de la temperatura para la teoría cinética de los gases
Basada en una comprensión atómica del mundo en el que vivimos, la teoría cinética revela que las propiedades de los gases dependen en gran medida de la velocidad de sus moléculas, lo que determina su energía cinética y, por lo tanto, la presión del gas. Al considerar los efectos de la teoría cinética, también es importante comprender la influencia de la temperatura. Específicamente, la velocidad de las moléculas en un gas depende de su temperatura (cuanto más alta es la temperatura, más rápido se mueven las moléculas del gas). Otra forma de pensarlo es que la temperatura de un gas es una medida de la energía cinética promedio de ese gas.
De acuerdo con la teoría cinética, un gas consiste en una gran cantidad de moléculas diminutas, todas en constante movimiento aleatorio, que chocan elásticamente entre sí y con el recipiente que las contiene. La presión es el resultado neto de la fuerza de impacto de esas colisiones contra la pared del recipiente. La velocidad de las moléculas durante este movimiento no es aleatoria en absoluto, sino que sigue una curva de campana, con una distribución predecible sobre el promedio. La velocidad molecular depende del peso de
las moléculas y su temperatura, o energía calorífica inherente. Entonces, para un gas dado, la energía térmica contenida en sus moléculas determina su nivel de energía y, por lo tanto, su velocidad.
Para apreciar completamente la influencia de la temperatura en un gas, es útil entender los grados Kelvin (más correctamente definidos simplemente como Kelvin), que es una escala de temperatura absoluta (grados por encima del llamado cero absoluto donde todo movimiento se detiene). Esta es una medida real de la energía cinética. Como no hay temperatura inferior a cero ni volumen inferior a cero, el cero absoluto es la temperatura más baja posible, donde se detiene todo movimiento cinético y el volumen del gas se reduce a cero.
Esto se confirma cuando se mide y grafica el volumen de un gas a varias temperaturas diferentes (Fig. 1). Cuando la gráfica se extiende luego a 0 K, el volumen tiende a cero. Tenga en cuenta que las moléculas de gas individualmente no tienen un volumen cero, pero el espacio entre las moléculas se aproxima a cero. Aunque nunca se ha alcanzado el cero absoluto, se han alcanzado temperaturas tan bajas como una milmillonésima de kelvin en muestras pequeñas. Para la comparación entre unidades, tenga en cuenta la relación entre K y °C en la que el cero absoluto es igual a -273,16 °C (?460,67 °F). Con una comprensión de la temperatura absoluta, podemos analizar los efectos de la temperatura en el volumen y la presión del gas.
Figura 1 | Volumen vs. temperatura absoluta de un gas 4
Se puede ver que para un gas dado, a medida que aumenta su temperatura, la velocidad promedio de sus moléculas aumenta en proporción a la raíz cuadrada de su temperatura absoluta. Tomemos como ejemplo el nitrógeno (Fig. 2). A 300 K (27° C o 81° F) sus moléculas viajan un promedio de 400 metros por segundo (1,312 pies por segundo o 894 MPH). Cuando la temperatura absoluta aumenta por un factor de 4, a 1200 K (927 °C o 1700 °F), su velocidad molecular promedio aumenta por un factor de 2 (que es la raíz cuadrada de 4), a 800 metros por segundo. (2624 pies por segundo o 1789 MPH).
Figura 2 | Distribución de la velocidad molecular del nitrógeno en función de la temperatura 5
También tenga en cuenta en la figura 2 que a temperaturas más bajas, las curvas son más estrechas y altas. A temperaturas más altas, hay una distribución más amplia de los niveles de energía (y las velocidades moleculares correspondientes) entre la población de moléculas. A temperaturas más bajas, hay menos variabilidad entre las velocidades de las diferentes moléculas, por lo que la curva es más estrecha en su base. Cuando se entiende que la temperatura (absoluta) de un gas es una medida de su energía cinética, las implicaciones de la teoría cinética de los gases con respecto a la temperatura se vuelven claras. Recuerde que bajo la Teoría Cinética de los Gases, la presión ejercida por un gas es la suma total de la fuerza ejercida por todos los impactos físicos entre las moléculas del gas y el recipiente (o cámara de vacío, o tubería de vacío, etc.) que lo contiene. Dado que la velocidad de las moléculas está directamente relacionada con (el cuadrado de) la temperatura, la presión del gas también está directamente relacionada con la temperatura, por la raíz cuadrada de su temperatura absoluta.
El efecto de la temperatura sobre la presión, tal como lo describe la teoría cinética, se puede ilustrar con un experimento simple usando un globo de fiesta y nitrógeno líquido (Fig. 3). Cuando el globo inflado se sumerge temporalmente en un recipiente de nitrógeno líquido, que está a una temperatura de 77 kelvin (-196 °C o -320 °F), las moléculas de aire en su interior inmediatamente bajan de temperatura y pierden energía cinética (es decir, su la velocidad disminuye). Como resultado de la disminución de la velocidad molecular, suceden dos cosas; (a) las colisiones entre moléculas se vuelven menos frecuentes, permitiendo que el espacio entre ellas disminuya, y (b) la fuerza con la que las moléculas chocan con su contenedor (el globo) disminuye, reduciendo la presión que el aire ejerce sobre el globo. Esto hace que el globo se encoja. El volumen reducido del aire es proporcional a su temperatura absoluta. Dado que la temperatura del aire dentro del globo se redujo de 293 K (20 °C, temperatura ambiente) a 77 K, el volumen resultante es 77/293 = 26 % del volumen original del globo.
Figura 3 | La presión en un globo disminuye cuando se sumerge en nitrógeno líquido 5
Tipos de Flujo en Sistemas de Vacío; Continuo, Molecular y Knudsen
La forma en que fluye un gas en un sistema de vacío depende de la presión del gas. A presiones de vacío aproximadas superiores a aproximadamente 1 mbar (0,015 PSI), prevalece el flujo continuo (o viscoso). A estas presiones, las moléculas están relativamente juntas y sus colisiones son más frecuentes. Por lo tanto, el flujo está gobernado por la interacción entre las moléculas. Como resultado, se puede hacer que todo el volumen de gas, o grupo de moléculas, se mueva en un movimiento ordenado, es decir, flujo (Fig. 4). Este movimiento ordenado se superpone o se suma al movimiento aleatorio normal de las moléculas individuales. Se puede pensar que el gas a estas presiones tiene una viscosidad, o pegajosidad, que permite su movimiento ordenado debido a la fricción interna entre las moléculas. Por lo tanto, la velocidad y la dirección preferidas del flujo de moléculas serán las mismas que para el flujo de gas macroscópico.
Figura 4 | Flujo continuo de moléculas de gas a través de una tubería.
El flujo molecular, por otro lado, se observa a presiones por debajo de 0,001 mbar (0,000015 PSI), que se encuentra en el rango de vacío alto y ultra alto. A estas presiones, las colisiones intermoleculares son mucho menos frecuentes debido a que hay mucho espacio entre las moléculas de gas (Fig. 5). Las moléculas se mueven libremente sin ninguna interferencia mutua y, por lo tanto, no es posible un flujo de grupo ordenado. Las moléculas se mueven individualmente en línea recta sin chocar, hasta que golpean la pared del recipiente o tubería que las contiene. El flujo molecular está presente cuando la longitud media del camino libre (distancia promedio que una molécula debe recorrer antes de chocar con otra molécula) es mucho mayor que el diámetro de la tubería por la que fluye el gas y, por lo tanto, las moléculas tienen libertad para viajar hasta que chocan con el paredes de tubería. Como consecuencia, una partícula de gas puede moverse en cualquier dirección arbitraria en un alto vacío y el flujo continuo macroscópico ya no es posible.
Figura 5 | Flujo molecular de moléculas de gas a través de una tubería.
En el rango de transición entre el flujo continuo y el flujo molecular, prevalece el flujo de Knudsen. En este rango, tanto las colisiones de pared como las colisiones intermoleculares influyen en la determinación de las características del flujo.
Tecnología de bombas en el rango de flujo continuo y molecular
Las bombas de vacío que funcionan en el rango de flujo continuo (viscoso), como los sopladores de raíces, las bombas de tornillo, las bombas de garra y las bombas de paletas rotativas, funcionan moviendo las moléculas como un grupo. Tienen la ventaja de utilizar las interacciones entre las moléculas (la cualidad viscosa del gas) a su favor. Crean una succión para atraer el volumen de gas a la entrada de la bomba, luego lo empujan a través del mecanismo de la bomba y lo expulsan a la presión atmosférica. Como resultado, pueden generar un alto rendimiento y proporcionar una reducción rápida en las fases de desbaste y bajo vacío.
Las bombas utilizadas para crear vacío alto y ultra alto incluyen bombas de difusión, bombas criogénicas y bombas iónicas y deben operar en el rango de flujo molecular. Por lo tanto, utilizan una tecnología diferente a las bombas de desbaste y bajo vacío. Dado que no existe un verdadero flujo macroscópico en el rango molecular, las bombas que se utilizan en vacío alto y ultra alto no pueden "sacar" el gas de la cámara de vacío. Más bien, su modo de operación es simplemente capturar las moléculas que ingresan aleatoriamente a la entrada de la bomba. Como resultado, cuando la presión de la cámara alcanza los rangos de vacío alto y ultra alto, la reducción se vuelve mucho más lenta y el trabajo de la bomba se vuelve más difícil.
Para comprender el funcionamiento de una bomba en el rango de flujo molecular, es útil imaginar las moléculas en una cámara de vacío como bolas de billar en una mesa de billar (Fig. 6) que tiene solo un bolsillo abierto, que simula la entrada de la bomba. Si todas las bolas se ponen en movimiento en direcciones aleatorias, como después de un descanso, pero se les permite seguir rebotando en los parachoques sin disminuir la velocidad (como lo hacen las moléculas de gas después de chocar con las paredes de la cámara), algunas de ellas comenzarían a caer en el bolsillo. Dado que la tronera no tiene la capacidad de "jalar" las bolas hacia sí misma, depende de la posibilidad de que una bola caiga en ella. Al principio, mientras haya más bolas presentes, existe una alta probabilidad de que una bola caiga en la tronera, y las bolas se retiran con bastante rapidez. A medida que más bolas caen en la tronera, quedan cada vez menos, lo que reduce la probabilidad de que una bola caiga en la tronera. Finalmente, solo quedan unas pocas bolas y la probabilidad de que una bola caiga en la tronera se vuelve muy baja. En este punto, es muy poco probable que se retiren más pelotas y, por motivos prácticos, no se quitarán más pelotas en un período de tiempo razonable. Se ha alcanzado el equivalente al ultra alto vacío.
Figura 6 | Operación de bomba de ultra alto vacío simulada por bolas en una mesa de billar 6
Anteriormente en este artículo, hablamos sobre la teoría cinética de los gases y, en particular, mostramos cómo el movimiento de los átomos afecta principios como la densidad molecular, el camino libre medio y la velocidad molecular y cómo se utilizan para analizar las propiedades macroscópicas de los gases. como la presión, la temperatura y el caudal en un entorno de vacío. A continuación, analizaremos el tema relacionado del flujo de gas, la velocidad del gas, la conductancia, la difusión y la efusión, centrándonos una vez más en los conceptos fundamentales.
La velocidad del flujo de gas
Al diseñar y utilizar sistemas de vacío, es fundamental poder predecir el tiempo necesario para llevar la presión al nivel deseado. Dado que este tiempo está directamente relacionado con la velocidad del gas que fluye a través del sistema, es importante comprender qué influye en la velocidad del flujo de gas. De importancia práctica es la influencia del diámetro de la tubería, las curvas de la tubería y dispositivos tales como filtros y condensadores. Los fenómenos de flujo no se entienden fácilmente a menos que se tengan en cuenta las diferentes propiedades del gas en los llamados rangos de flujo continuo y molecular.
Flujo ahogado (bloqueado)
A tasas de flujo bajas en el continuo, o rango viscoso de flujo de gas (que ocurre a presiones superiores a aproximadamente 1 mbar), la tasa de flujo a través de una tubería u orificio es directamente proporcional al diferencial de presión a través de la tubería u orificio. Esto cambia cuando la velocidad del flujo del gas alcanza la velocidad del sonido, denominada velocidad del sonido (aproximadamente 1223 km/h o 760 millas por hora), que es la velocidad del sonido en ese gas.
Aumentar más la presión no aumentará el caudal (Fig. 7). Esta condición se conoce como flujo obstruido. El flujo obstruido ocurre cuando el diferencial de presión a través del orificio, o a través de la tubería, es tal que la presión en la relación entre el lado de alta presión y el lado de baja presión del orificio alcanza un cierto valor específico para ese gas. Para aire este valor es 52,8% (P IN / P OUT = 0,528).
Esto es de importancia crítica cuando se ventila una cámara de vacío. Cuando se abre el respiradero, el aire a presión atmosférica fluye hacia la cámara a una velocidad no mayor que la del sonido, sin importar qué tan baja sea la presión dentro de la cámara. A medida que continúa la ventilación y la cámara se llena de gas, la presión dentro de la cámara aumenta hasta que alcanza P ATM x 0,528 o 528 mbar (7,76 psi). Después de que la relación de presión sube por encima de este punto, el caudal se vuelve proporcional a la diferencia de presión a través de la ventilación. La conclusión es esta: dado que la velocidad del flujo de gas no se puede aumentar por encima de la velocidad sónica, la única forma de aumentar la velocidad de ventilación de una cámara es mediante el uso de una ventilación más grande.
Figura 7 | La velocidad del flujo de aire se limita a la velocidad subsónica para una relación de presión de 0,528.
Conductancia
La conductancia es la característica de un componente de vacío o tubería para "conducir" el gas a través del sistema. De manera análoga a los sistemas eléctricos, donde la conductividad de un cable permite el flujo de electrones a través de un circuito causado por el potencial eléctrico, la conductancia en un sistema de vacío permite el flujo de moléculas de gas a través de un sistema de vacío causado por la diferencia de presión generada por la bomba. La conductancia debe tenerse muy en cuenta al seleccionar la bomba de vacío y otros componentes, para evitar velocidades de bombeo reducidas y tiempos de extracción prolongados. La capacidad de la bomba debe aumentarse para acomodar la resistencia o la inversa de la conductancia.
La conductancia tiene unidades de caudal volumétrico divididas por la caída de presión, expresada en litros por segundo o pies cúbicos por minuto. La conductancia entre dos puntos se define como el caudal de gas que fluye a través de un dispositivo dividido por la caída de presión resultante.
La conductancia es mayor en la región de flujo viscoso (Cv), menor en la región de flujo molecular (Cm) y intermedia en la región de flujo de transición (Ct). En otras palabras, Cm < Ct < Cv. La resistencia al flujo (el recíproco de la conductancia) es mayor en el rango de flujo molecular, a mayor vacío, y menor en el rango de flujo viscoso, a menor vacío. Esto puede parecer contrario a la intuición ya que el gas es más denso a presiones más altas y menos denso a un vacío más alto. ¿Por qué un gas sería más fácil de bombear en un estado más denso y más difícil de bombear en un estado menos denso? La respuesta radica en la interacción de las moléculas de gas en los rangos de flujo viscoso frente a flujo molecular.
A mayor presión, que es donde ocurre el flujo viscoso, las moléculas de gas están relativamente juntas y se mueven colectivamente como un grupo. Tenga en cuenta que en la Figura 8 la presión de la cámara es mayor que la presión de entrada de la bomba de vacío. En el rango de flujo viscoso, las colisiones entre moléculas son frecuentes, ya que están relativamente juntas, y cuando se ejerce un diferencial de presión, las moléculas se mueven como un grupo. En el rango molecular, por otro lado (Fig. 9), las moléculas están tan dispersas que las colisiones son muy poco frecuentes. Por lo tanto, cuando se ejerce una presión en el extremo de la cámara de la tubería, las moléculas no pueden "empujarse" entre sí a través de la tubería porque casi nunca chocan, sino que se mueven de forma independiente. La bomba debe confiar en el movimiento aleatorio de las moléculas para ingresar a la entrada de la bomba, momento en el cual simplemente son capturadas. La bomba no tiene la capacidad de atraer las moléculas hacia ella.
Figura 8 | Flujo a través de una tubería en el rango continuo
Figura 9 | Flujo a través de una tubería en el rango molecular.
Algunos hechos esenciales sobre la conductancia que vale la pena revisar:
1. La conductancia se puede calcular para un sistema. La conductancia de la tubería se toma comúnmente de los valores graficados y depende del diámetro de la tubería, la longitud de la tubería, el caudal y la presión. Los valores de conductancia para componentes como válvulas, filtros y trampas son publicados por sus fabricantes y se basan en valores empíricos.
2. Cambios de conductancia durante los tres modos de flujo a través del sistema: flujo continuo, flujo molecular y flujo Knudsen (la transición entre los dos). Recuerde que el flujo continuo ocurre a mayor presión (bajo vacío) y el molecular ocurre a menor presión (alto vacío). Por lo tanto, la conductancia de un componente de vacío dado no es un valor constante sino que varía con la presión del sistema. Al calcular la conductancia, por lo tanto, es necesario darse cuenta de que solo los valores de conductancia aplicables a un cierto rango de presión pueden aplicarse en ese rango.
3. Para seleccionar una bomba de vacío, es necesario calcular la conductancia total del sistema que se está diseñando. Esto generalmente se hace como una aproximación, con un factor de seguridad agregado. A continuación, se puede seleccionar la bomba para proporcionar el caudal deseado en cada rango de presión y determinar el caudal acumulativo a lo largo del tiempo.
4. En la región de flujo molecular, el valor de conductancia es independiente de la presión (Fig. 10). Las curvas se aplanan en el rango de presión inferior. En otras palabras, a alto y ultra alto vacío, la conductancia permanece constante a diferentes presiones. Este no es el caso en los rangos continuo y Knudsen, donde la conductancia depende en gran medida de la presión.
5. Geometría del sistema:
una. Las tuberías de menor longitud y mayor diámetro son las mejores
b. El diámetro del colector y de la tubería debe ser igual o mayor que el de la entrada a la bomba de vacío.
C. El sistema de bombeo debe ubicarse físicamente lo más cerca posible de la cámara.
d. El número de curvas, codos y giros debe mantenerse al mínimo.
Figura 10: valores de conductancia para tuberías de diferentes diámetros a diferentes presiones (cortesía de Edwards Vacuum)
Efusión
La efusión describe la manera en que los gases pasan a través de un pequeño orificio desde una región de mayor presión a una de menor presión (Fig. 11). Es relevante para los sistemas de vacío porque explica la acción de las fugas de vacío en condiciones de alto vacío cuando prevalece el flujo molecular.
Para comprender el derrame, considere una barrera entre un área de baja presión (alto vacío) y de alta presión (Fig. 11). Si se crea un pequeño orificio en la barrera (diámetro más pequeño que la ruta media), el movimiento cinético de las moléculas de gas dicta que las moléculas pasarán a través del orificio cuando su ruta las dirija aleatoriamente a través de él. Recuerde que la ruta media raíz (Tabla 1) es la distancia que recorre una molécula de gas antes de chocar con otra molécula. La ruta media raíz varía mucho en el rango de presión en el que operan los sistemas de vacío. Dado que en el vacío alto cualquier orificio o fuga en un sistema de vacío es menor que esta distancia, el gas no fluirá a través del orificio en un movimiento de grupo ordenado. Más bien, con el tiempo, este movimiento aleatorio hace que algunas partículas finalmente pasen a través del agujero.
Figura 11: el gas pasa a través de un orificio por efusión (cortesía de prenhall.com)
Las leyes de Graham dictan que la velocidad de efusión de un gas es mayor para los gases más ligeros que para los gases más pesados. Esto se debe al hecho de que las moléculas más ligeras se mueven más rápido. Dado que la única forma de que una molécula escape de su recipiente es que "golpee" el orificio, cuanto más rápido se muevan las moléculas, mayor será la probabilidad de que una molécula golpee el orificio y se derrame. Por lo tanto, el hidrógeno y el helio, que tienen un bajo peso molecular y una alta velocidad, atravesarán una fuga mucho más rápido que el aire.
Tabla 1 | Mean Free Path of Nitrogen Molecule at 0° C (adaptado por el autor a partir de información suministrada por Pfeiffer Vacuum).
La efusión también se puede usar para describir la manera en que las moléculas ingresan a una bomba de alto vacío. Dado que el diámetro de una bomba de vacío será mayor que el recorrido libre medio para presiones por debajo de 10 -4 mbar, esencialmente todas las moléculas que llegan a la entrada continúan y pasan a la bomba porque las colisiones entre moléculas en la región de la entrada son insignificantes. . El término efusión también ayuda a aclarar la forma en que las bombas de alto vacío recogen las moléculas que entran en la bomba, en lugar de succionarlas hacia la entrada. Se podría decir que las moléculas se derraman a través de la entrada de la bomba.
Difusión
According to the Kinetic Theory of Gases, gas molecules are in a constant state of random motion, moving at varying speeds and in many different directions. Because of their kinetic energy at temperatures above absolute zero, all particles undergo diffusion or movement from an area of high concentration to one of low concentration. The rate of this movement is related to temperature, the viscosity of the medium, and the mass of the molecules. Diffusion causes the gradual mixing of different gases.
The principle of diffusion has relevance to the field of vacuum technology in a couple of ways. First, diffusion is the means by which gas molecules pass through a solid material to contaminate a vacuum process. Even if the components of a vacuum system could be designed with no physical leaks, as well as valves and other components that mechanically seal perfectly, small molecules such as helium can permeate polymer seals and even the metal walls of vacuum chambers. Various strategies are used to overcome this, including relying on the vacuum pump to simply remove the invading molecules, and using materials with better permeation constants.
The other relevance of diffusion in vacuum systems involves the diffusion pump (Fig. 12), which is commonly used to achieve a high vacuum. Its principle of operation relies on diffusion of the molecules of pumped gas into the pump media, such as oil or polymer. As discussed previously, all high vacuum pumps rely on the capture of the gas molecules, and diffusion pumps are able to capture the molecules by maintaining a low concentration of gas molecules diffused in the pumping media. The molecules of pumped gas are then removed from the media through condensation, and this cleaned media is constantly reintroduced, which induces further diffusion of the gas by preventing the media from becoming saturated with the gas.
Figure 12 | Anatomy of a diffusion pump (courtesy of Edwards Vacuum)
Referencias
- www.grayline.com
- http://web2.uwindsor.ca/courses/physics/high_schools/2005/Brownian_motion/kinetictheory.jpg)
- http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/3311/3391331/blb1008.html).
- The Ideal Gas Law
- http://2012books.lardbucket.org/books/principles-of-general-chemistry-v1.0/s14-07-the-kinetic-molecular-theory-o.html
- http://www.thesciguys.ca
How many molecules are there in a vacuum
= 6.9735479 x 1023 molecules in a cubic foot of gas at room temperature
| Descripción | Pressure (Torr) | Number of Molecules per m 3 of Gas |
|---|---|---|
| Atmospheric Pressure | 760 | 2.5 x 10 25 |
| Low (Rough) Vacuum | 25 to 760 | 8.1 x.10 23 – 2.5 x 10 25 |
| Medium Vacuum | 1 x 10 – 3 – 25 | 3.2 x10 19 – 8.1 x 10 23 |
| High Vacuum | 1 x 10 – 9 – 1 x 10 – 3 | 3.2 x10 13 – 3.2 x10 19 |
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Are there air molecules in a vacuum
There are no ever-smaller atoms or molecules between the nitrogen and oxygen molecules of the air, there is simply vacuum .
How many molecules are in the air
So there are about 1.04 × 10 44 molecules in the Earth's atmosphere. A single mole of any gas at body temperature and atmospheric pressure has a volume of about 25.4 litres.
How do you find the number of air molecules in a room
You can calculate how many molecules there are in a room, ( 4m x 3m x 3m = 24 m 3 ) giving about 5 x 10 26 molecules . This is in fact an estimate of the Avogadro number for a kilo-mole. A kilogram mole of any gas contains 6 x 10 26 molecules.