Ecuacion De Van Der Waals

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Por qué en la ecuacion de los gases no ideales de Van der waals la corrección de la presión se adiciona a la presión medida y la corrección del volumen se resta?
saludos.
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Vie, 2010/11/05 - 12:55am
#1
andrez27
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Puntos: 238
Voy a dar una respuesta según lo que me acuerdo, pero si buscas en algún libro determodinámica donde deduzcan la ecuaciones, en la deducción esta la razón de esto.
Para el modelo de gases ideales se supone que las particulas son despreciables por lo tanto el volumen total es por el movimiento generado, si se tiene en cuenta el volumen de las moléculas, el volumen de movimiento se ve reducido una cantidad b por el volumen finito de estas, por esto se resta.
Para un gas idealno existen interacciones moleculares, fuerzas de atraccion, pero para un gas real si, asi que para un gas real la presion se ve disminuida una cantidad proporcional a "a" por estas interacciones, como la presion disminuye debe existir algun factor que compense esta disminucion por eso se suma.
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Sáb, 2010/11/06 - 8:15pm
#2
Francisco_Santander
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Puntos: 789
En líneas generales estoy de acuerdo con el comentario de andrez27.
Considérese la ecuación de estado de los gases ideales escrita para el volumen:
v=(RT)/P (Ec. 1)
La ecuación de Van der Waals nace de considerar un caso extremamente alejado de las condiciones a las que la Teoría Cinética de los gases es aplicable: máxima cercanía y mínimo movimiento de las moléculas.Macroscópicamente, esto se da a muy alta presión y muy baja temperatura. En el límite de ambas, la ecuación de estado de los gases ideales predice un volumen de cero para cualquier fluido.
Esto es una deficiencia notable, pues sin importar las condiciones, cualquier cantidad de materia debe ocupar un volumen no nulo. Para corregir esto, se adicionó un término b que puede interpretarse como el volumenmolar mínimo no nulo predicho para una sustancia, aún en el caso extremo en que RT/P fuera cero.
v=(RT)/P + b (Ec. 2)
La otra gran deficiencia de la ecuación de los gases ideales es que, en lo que a ella y a la Teoría Cinética respecta, el volumen por mol que ocupa un gas es el resultado de dos contribuciones simples: una expansiva y otra atractiva. La contribución expansiva (RT) tiene que vercon la energía cinética media de las moléculas, mientras que la atractiva está relacionada solo con la presión a la que está sometido el gas (P). Esto es así de simple debido a que se tiene como telón de fondo la Teoría Cinética de los gases, la cual propone que ninguna molécula interactúa con otra, salvo en caso de choque. Por muy cerca que pasen entre sí sin chocar, dos moléculas no modificansu trayectoria mutua. Existen muchos casos fácilmente observables en los que esto se cumple. Por ejemplo, el aire atmosférico, el vapor de agua a presión ambiental, el CO2 que exhalamos, etc.
Sin embargo, hay otros muchos casos en los que la ecuación de los gases ideales no es siquiera una aproximación a la realidad. Para Van der Waals y sus contemporáneos era claro, a partir de múltipleevidencia tanto teórica como experimental, que las fuerzas de atracción y repulsión entre moléculas que eran pasadas por alto en la Teoría Cinética, debían ser cuantificadas con el fin de representar fielmente la realidad física.
Considérese la expresión resultante (Ec. 2) explícita en la presión:
P=(RT)/(v-b) (Ec.3)
La mecánica estadística predice que esa fuerza intermolecular es tanto más intensaentre tanto mayor sea la concentración de moléculas, o sea 1/v. Si bien todas las moléculas interactúan entre sí, se puede defender la idea de que la contribución más importante se da por cuenta de la fuerza de atracción ejercida entre pares de moléculas. Por ello, Van der Waals propuso que la fuerza de atracción química era proporcional al cuadrado de la concentración 1/v^2. Ésta, por ser de...
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