Gas Real Con Ecuaciones De Van Der Waalls

GASES REALES CON ECUACIONES DE VAN DER WAALS

Un gas real es aquél que se obtiene en condiciones específicas de la naturaleza, afectado por tales condiciones y cuyo tamaño de partículas depende del gas en mención, presentan pérdidas y ganancias de energía en los choques.

Este tipo de gas puede obtenerse de varias maneras: volatilizando un líquido cualquiera, empleando una reacción para generarlo o bien sublimando un sólido, Algunos gases reales se encuentran libres en la naturaleza, por ejemplo el Nitrógeno, Oxígeno, Argón, etc.

Algunas de las reacciones que se pueden generar los gases reales son:

• Descomposición de sustancias.

• Reacción de combustión.

• Reacción entre un metal y un ácido para generar Hidrógeno.

Dependiendo de la presión y la temperatura, cualquier sustancia puede llegar a existir en el estado gaseoso. La composición de los gases muestra que están constituidos por moléculas y átomos, con muchas energía cinética, muy separadas y en continuo movimiento.

CAUSAS DE DESVIACIÓN DE LA IDEALIDAD

El comportamiento de los gases reales usualmente coincide con las predicciones de la ecuación de los gases ideales con una desviación de aproximadamente ± 5% a temperatura y presión normal. No obstante a bajas temperaturas o altas presiones, los gases reales se desvían significativamente del comportamiento de gas ideal. En 1873, mientras buscaba una forma de relacionar el comportamiento de líquidos y gases, el físico holandés Johannes D. van der Waals desarrollo una explicación para estas desviaciones y una ecuación capaz de ajustarse al comportamiento de los gases reales en un más amplio intervalo de presiones.

Van der Waals notó que dos de las suposiciones de la Teoría Cinética Molecular eran dudosas. La teoría asume que las partículas de gas ocupan una fracción despreciable del volumen total. Además supone que las fuerzas de atracción entre las moléculas es cero.

• La primer suposición sirve a presiones bajas. Pero lavalidezs de esta se pierde a medida que el gas es comprimido. Imagina por un momento que los átomos o moléculas en un gas estuvieran todas unidas en el rincón de un recipiente . A presiones normales, el volumen ocupado por las partículas sería una pequeña e insignificante fracción del volumen del gas. Pero a presiones elevadas, lo anterior no es verdad. Por lo tanto el volumen de un gas real será mayor del esperado por la ecuación del gas ideal.

• La suposición de que no existen fuerzas de atracción entre las partículas de un gas no puede ser cierta. Si así fuera los gases nunca condensarían para formar líquidos. En la realidad, existen pequeñas fuerzas de atracción que tienden a mantener unidas las moléculas de un gas. La existencia de éstas fuerzas tiene dos consecuencias: Los gases condensan cuando las temperaturas son bajas y la presión de un gas real es menor a la esperada para un gas ideal.

FACTORES DE COMPRESIBILIDAD

Para medir la desviación de la idealidad en el comportamiento de un gas real, definimos el factor de compresibilidad o factor de compresión Z de un gas como:

Z(P, T)PVm/RT

No confunda el factor de compresibilidad Z con el coeficiente de compresibilidad isotérmica k. Como en la figura aparece Vm , que es una función de T y P, Z es una función de T y P. Para un gas ideal Z = 1 a todas las temperaturas y presiones. en la figura también se representa la variación de Z con P a 0°C para varios gases. La figura en b muestra la variación de Z con P para el CH4 a varias temperaturas. Fíjese que Z = Vm /Vidm es el volumen molar de un gas ideal a la misma T y P que el gas real, y Pid es la presión de un gas ideal a la misma T y Vm del gas real. Cuando Z<1 en el límite T->∞. en cada uno de estos límites, el volumen de una cantidad finita de gas tiende a infinito y la densidad tiende a cero. las desviaciones respecto a la idealidad se deben a las fuerzas intermoleculares y al volumen no nulo ocupado por las propias moléculas. cuando la densidad es nula, las moléculas se encuentran infinitamente alejadas entre sí, por lo que las fuerzas intermoleculares son cero. Cuando el volumen es infinito, el volumen ocupado por las propias moléculas es despreciable frente al volumen infinito ocupado por el gas. Por eso se cumple con la ecuación de estado del gas ideal en el límite de densidad de gas nula.

Nn gas real sigue la ecuación PV=ZnRT. Existen tablas de datos numericos de Z(P, T) para muchos gases.

LEY DE LOS GASES REALES.

Con base a las leyes elaboradas para los gases ideales, se vio la necesidad de adecuar una ley para lograr entender el comportamiento de los gases reales y fue así como Van der Waals corrigió la ley de los gases ideales, adecuándola a los gases reales. Esta ecuación es:

Donde a y b son llamadas constantes de Van der Waals, que vienen en tablas para los gases reales. P,V, n R y T son las mismas variables definidas para los gases ideales, es decir Presión, Volumen, número de mol, constante para los gases ideales (R= 0.082 atmL/molK) y Temperatura.

El término an2/V2 se refiere a las fuerzas de atracción entre las moléculas, y corrige la presión debido al efecto de las atracciones moleculares.

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