Ecuacion De 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 temperaturay 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 alcomportamiento 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 gasocupan 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 sepierde 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 porlas 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 porla 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 dosconstantes que se determinan del comportamiento de una sustancia en el punto crítico, y está dada por

P+aVreal2Vreal-b=RT

Van der Waals intento mejorar la ecuación de estado de gas ideal alincluir 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 aV2 toma en cuenta las...