Capitulo 3 Catellan



GASES REALES
DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL
Cuando un gas no confirma la relación pṼ=RT, dentro de la precisión de las mediciones, se dice que el gas se desvía de la idealidad o que exhibe un comportamiento no ideal. Estas desviaciones en razón entre el volumen molar observado y el volumen molar ideal se denomina factor de compresibilidad (Z).
Para el gas ideal, Z=1 y es independientede la temperatura y de la presión, para gases reales Z=Z(T,p) una función tanto de la temperatura como de la presión.
MODIFICACIÓN DE LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL; ECUACIÓN DE VAN DER WAALS
La nueva estructura de la ecuación, pronostica un volumen finito positivo para el gas de 0 k, añadiendo una constante positiva b al volumen ideal.
El volumen molar a 0 k es b y esperamos que b seaaproximadamente comparable al volumen molar del líquido o sólido. La ecuación predice también que a medida que la presión se hace infinita, el volumen molar se aproxima al valor límite b. considerando los elementos del volumen V1 y V2 y la concentración de moléculas C1 y C2. De esta forma la fuerza que actúa entre los dos elementos puede expresarse como la fuerza αC1C2. Como la concentración en un gases la misma en cualquier parte, tenemos que fuerza α C2. Pero C=n/V =1/Ṽ en consecuencia, fuerza α 1/Ṽ2 y la ecuación se vuelve a escribir de la sig.forma.
Debido a las fuerzas atractivas entre las moléculas, la presión es menor que la dada por la ecuación anterior en una cantidad proporcional a 1/Ṽ2, así se resta un término del segundo miembro de la ecuación, para obtener:
Donde a es unaconstante positiva aprox. Proporcional a la energía de vaporización del líquido.
IMPLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
La ecuación de van der Waals tiene en cuenta dos factores: primero, el efecto del tamaño molecular: Y segundo, se toma en consideración el efecto de las fuerzas intermoleculares:
El efecto de las fuerzas atractivas reduce por sí mismo la presión por debajo del valor ideal yse toma en cuenta al sustraer un término de la presión. Para calcular Z para el gas de van der Waals se utiliza la sig. ecuación .

La ecuación de van der Waals representa una mejora importante de la ley del gas porque da razones cualitativas de las deviaciones del comportamiento ideal. La ley del gas no contiene nada que dependa del gas individual; la constante R es universal. La ecuación de vander Waals tiene dos constantes diferentes para cada gas. En este sentido, para cada gas debe aplicarse una ecuación diferente de van der Waals.
3.4 ISOTERMAS DE UN GAS IDEAL.
Si las relaciones presión-volumen para un gas real se miden a varias temperaturas, se obtiene un conjunto de isotermas (fig. 3.5). A altas temperaturas las isotermas se parecen mucho a las de un gas ideal, mientras que abajas temperaturas las curvas tienen una apariencia bastante distinta.

Fig. 3.5 Isotermas de un gas real.

A medida en que disminuye el volumen, la presión aumenta lentamente a lo largo de la curva hasta alcanzar el volumen
Una reducción posterior del volumen simplemente comprime el líquido; la presión aumenta de forma pronunciada, ya que el líquido es casi incompresible. A una temperatura algomayor, el comportamiento es cualitativamente el mismo, pero es menor el intervalo de volumen en que se produce la condensación y mayor la presión de vapor. Al pasar a temperaturas aún más altas, la meseta acaba reduciéndose a un punto a una temperatura , la temperatura crítica. Cuando la temperatura aumenta por encima de las isotermas se parecen más a las del gas ideal; por encima de no apareceninguna meseta.

3.5 CONTINUIDAD DE ESTADOS.
Un punto como A, en el extremo izquierdo del diagrama (fig. 3.6), representa un estado líquido de la sustancia. Un punto como C, en el lado derecho, representa un estado gaseoso de la sustancia. Los puntos debajo de la “cúpula” formada por la línea discontinua representan estados del sistema en los cuales coexisten en equilibrio la fase líquida y la...