Gases Reales
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Habilidades para Desarrollar
- Describir cómo los gases reales difieren de los gases ideales
- Derivar la ecuación de van der Waals a partir de la ecuación de gas ideal
Por la teoría cinético-molecular de los gases, imaginamos un gas como muchas partículas pequeñas que chocan entre sí perfectamente elásticamente (con conservación del momento). Se comportan como bolitas duras, y no se atraen en absoluto. Su energía cinética depende de la temperatura. En la derivación de la ley del gas ideal, asumimos que no hay fuerzas atractivas entre las partículas y que las partículas no ocupan espacio alguno. Estas dos suposiciones son obviamente incorrectas: si no hay atracciones entre las partículas, no habría líquidos ni sólidos. Además, las partículas sí ocupan un poco de espacio. Dado que sabemos que las fuerzas atractivas se vuelven importantes a bajas temperaturas, y que el volumen de las partículas será importante cuando el volumen sea relativamente bajo (es decir, la presión es alta) podemos predecir que la ecuación de gas ideal funciona mejor a altas temperaturas y bajas presiones.
Si queremos hacer otra ecuación que esté más cerca del comportamiento real de los gases, podemos hacer algunos cambios en la Ecuación del Gas Ideal. Primero, asumiremos que las partículas tienen cierto volumen. En lugar de V usaremos (V - nb) donde n es el número de moléculas o moles, y b es una constante para cada gas diferente que significa aproximadamente qué tan grande es.
Segundo, necesitamos incluir el efecto de las atracciones entre las partículas. Si las partículas se atraen entre sí, permanecerán más cerca y bombearán las paredes un poco menos, por lo que la presión observada será menor de lo que esperaríamos. Cuanto mayor sea la concentración del gas (mayor N/v), más importantes son las fuerzas de atracción. En realidad las fuerzas atractivas dependen de (N/v) 2, porque esto nos dice con cuántas otras partículas puede interactuar cada partícula. Entonces reemplazamos P por (P + a (N/v) 2), donde a es una constante que depende del gas, y dice aproximadamente cuán grandes son las fuerzas atractivas. Esto tiene sentido porque las fuerzas de atracción mayores ocurren cuando las partículas están muy juntas (V es pequeña), y hacen que la presión parezca más baja.
Armando esto, tenemos la ecuación de van der Waals:
\[\left(P + a \left(\dfrac{n}{V}\right)^{2} \right)(V - nb) = nRT\]
Esta ecuación describe bastante bien los gases reales, aunque también se utilizan otras ecuaciones. Las constantes a y b se encuentran ajustando los datos reales de cada gas a esta ecuación. Se pueden buscar valores de a y b en tablas.
Enlace exterior
- CrashCourse Química: Gases Reales (12 min)
Colaboradores y Atribuciones
Emily V Eames (City College of San Francisco)