Ecuacion Van Der Waals

ECUACION DE VAN DER WAALS

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. La ecuación de Van der Walls se propuso en 1873, mientras buscaba una forma de relacionar el comportamiento de líquidos y gases, el físico holandés 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 primera suposición sirve a presiones bajas. Pero la valides 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. Van der Waals propuso que se corrigiera la ecuación de gases ideales por el hecho de que el volumen de un gas real es más grande a presiones altas.

La ecuación tiene dos constantes que se determinan del comportamiento de una sustancia en el punto crítico, y está dada por

(P+a/〖V_real〗^2 )(V_real-b)=RT

Van der Waals intento mejorar la ecuación de estado de gas ideal al incluir dos de los efectos no considerados en el modelo de gas ideal: las fuerzas de atracción intermoleculares y el volumen que ocupan las moléculas por sí mismas. El término a/V^2 toma en cuenta las fuerzas intermoleculares y b el volumen que ocupan las moléculas del gas.

Para cualquier sustancia, las constantes a y b se determinan únicamente de los datos del punto crítico (Tabla A-1).

La exactitud de la ecuación de estado de Van der Waals suele ser inadecuada, pero se puede mejorar si se usan valores de a y b basados en el comportamiento real del gas en un intervalo más amplio, en lugar de un solo punto. A pesar de sus limitaciones, la ecuación de estado de Vander Waals tiene un gran valor histórico porque representa uno de los primeros intentos de modelar el comportamiento de los gases reales. Esta ecuación se puede expresar también por unidad mol.

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