Ecuación de Van Der Waals

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA CAMPUS GUANAJUATO
QUÍMICA APLICADA.
Prof. Leobardo Valadez Luna.

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.

Cedillo Madrigal Ali Jair.
Gurrola Breceda Celso.
Larios Flores Pedro Joel.
Fecha: 24-sep-2015
Índice

Ecuación de Van DerWaals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
Antecedentes y Marco teórico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
Variables . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
Conclusiones . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
Coevaluaciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
Referencias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
Ecuación De Van Der Waals.

La ecuación deestado de un gas ideal no tiene en consideración dos hechos que están presentes en sistemas constituidos por gases reales (como oxígeno, azufre, entre otros);
Las moléculas forman el gas y tiene volumen, por eso ocupan espacio.
Las moléculas poseen fuerzas de interacción entre ellas, siendo esencialmente fuerzas atractivas.
Siendo así, con el objetivo de corregir la ecuación del estado de un gasideal, surge la ecuación de estado de Van der Waals.
La ecuación de Van der Waals permite describir de forma más satisfactoria el comportamiento termodinámico de muchos gases, no solo en altas temperaturas y bajas presiones, sino en un dominio más extenso de temperaturas y presiones nominadamente cuando el gas está próximo de la condensación.

Van der Waals notó que dos de las suposiciones de laTeoría 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 unidasen 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 sercierta. 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 estas fuerzas tiene dos consecuencias: (1) Los gases condensan cuando las temperaturas son bajas y (2) la presión de un gas real es menor a la esperada para un gas ideal.
Figura 1. Comparación devolumen de las partículas de un gas contra el volumen total de éste a altas y bajas presiones.

Antecedentes y Marco Teórico.

Antes de que la Termodinámica adquiriese todo el aparato teórico que la propulsó como ciencia “de verdad” en el siglo XIX, diversos científicos habían obtenido ya leyes y ecuaciones de carácter empírico que predecían el comportamiento de sistemas termodinámicos simples encondiciones muy específicas. Durante los siglos XVII y XVIII, científicos como Robert Boyle, Edme Mariotte, Jacques Charles y otros habían logrado plantear muchas leyes de este tipo.
Naturalmente, la ciencia es siempre empírica en último término, pero según madura una ciencia obtiene principios más profundos y básicos de los que deducir un gran número de comportamientos. Tanto Robert Boyle como...