Gases ideales

Resumen
La ecuación de los gases ideales sólo es aplicable a los gases que tienen las siguientes propiedades:
1. Sus moléculas tienen un volumen despreciable.
2. No existe interacción entrelas moléculas, sea de atracción o de repulsión.
Es obvio que dichos gases no existen, sin embargo, esta ecuación es muy útil para muchos gases a temperaturas elevadas, o a presiones moderadamentebajas (mayores o iguales a 10 atm). Cuando se comprime un gas, las moléculas se acercan unas a otras, y el gas se desvía del comportamiento ideal de manera apreciable. Una manera de medir la desviaciónde las condiciones ideales es trazar el factor de compresibilidad (Z) de un gas, contra la presión.

La ecuación de Van der Waals trata de considerar el volumen finito de las moléculas individualesen un gas no ideal y las fuerzas de atracción entre ellas.

Esta ecuación es válida para una gama más amplia de presiones y temperaturas que la ecuación de los gases ideales. Además, proporciona unainterpretación molecular de la ecuación de estado. A presiones muy elevadas y temperaturas bajas, la ecuación de Van der Waals también pierde gran parte de su confiabilidad.
Otra forma derepresentar a los gases no ideales es la ecuación virial de estado. En esta relación, el factor de compresibilidad se expresa como una expansión en serie de potencias inversas del volumen molar:

Donde B, C yD se conocen como segundo, tercero, cuarto,… coeficientes viriales. El primer coeficiente virial es 1. El segundo y el mayor coeficiente virial son dependientes de la temperatura. Una forma alternade la ecuación virial es la que proporciona una expansión en serie del factor de compresibilidad, en términos de presión, P:

Debido a que P y V están relacionadas, no es sorprendente que existenrelaciones entre B y B’, C y C’, y así en adelante. En cada ecuación, los valores de los coeficientes disminuyen rápidamente. Estos coeficientes no tienen ningún significado físico, aunque se pueden...