Gases Ideales

Conceptos
Ley de gas ideal.-Las características de un gas pueden definirse mediante cuatro variables: presión(P), temperatura(T), volumen(V) y numero de moles(n). Las leyes de los gases sirven para describir la relaciones entre dos variables cuando se mantienen contantes las otras dos por ejemplo:
Ley de Boyle : V = K1(1/P) (cuando T y n son constantes)
Ley de Charles:V= K2T (cuando P y n son constantes)
Ley de Avogadro: V= K3n (cuando T y P son constantes)
Cuando estas cuatro variables cambian se aprovechan las ecuaciones anteriores:
V=K1(1/P)K2TK3n
VP=K1K2K3Tn
Alproducto de K1K2K3=R siendo la R la constante de los gases.
Por tanto:
VP=RTn
Antes de aplicar la ecuación, debemos calcular R la constante de los gases. A 0ºC (273.15K) y 1 atm (P) muchos gases reales se comportan como un gas ideal. Experimentalmente, se demuestra que 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L. Lascondiciones "0ºC y 1 atm" se denominan temperatura y presión estándar (se abrevia TPE).
Según la ecuación del gas ideal calcularemos la constante R:

R = PV / nT

R = (1atm)(22.414L) / (1mol) (273.15K)

R = 0.082057 L · atm/K · mol

Factor de compresibilidad del gas ideal.- La ecuación de gas ideal es muy simple, por lo tanto, muy conveniente de usar. Pero los gases se desvían de maneraimportante del comportamiento de gas ideal en estados cercanos a la región de saturación y punto critico. Esta desviación de temperatura y presión especificadas se toman en cuenta con exactitud mediante un factor de corrección llamado Factor de compresibilidad Z definido como:

Z = (Pv)/(RT)

o bien:

PV=ZRT
Por lo tanto también se puede entender como:
Z = Vactual/Videal

Donde Videal=RT/P,Z=1 para gases ideales. Cuanto mas lejos se encuentra Z de la unidad mayor es la desviacion que el gas presenta con respecto al comportamiento de gas ideal.

Por ultimo queda aclarar que los gases se comportan de manera diferente a determinada temperatura y presion, pero se comportan de manera muy parecida a temperaturas y presiones normalizadas respecto a sus temperaturas y presiones criticas.Desviaciones del comportamiento ideal.- Z = Vactual/Videal

Donde Videal=RT/P, Z=1 para gases ideales. Cuanto mas lejos se encuentra Z de la unidad mayor es la desviacion que el gas presenta con respecto al comportamiento de gas ideal.

Los gases se desvian del comportamiento ideal por que las moleculas reales tienen un volumen que no siempre es despreciable y por que se atraen entre si.Es imposible despreciar las atracciones moleculares cuando las moleculas se mueven lentamente, es decir a bajas temperaturas ; cuando los gases se comprimen los volumenes moleculares se hacen importantes .

Van der Waals modifico la ley de gases ideales para tener en cuenta los factores anteriores . La ecuacion de Van der Waals es:

(p + n2a/V2)(V-nb)=nRT

Donde a es una constanteexperimental asociada con las atracciones moleculares y b una constante asociada con el volumen molecular

Ley de los estados correspondientes.- Como se vio en el concepto anterior los gases se comportan de manera diferente a determinada temperatura y presion, pero se comportan de manera muy parecida a temperaturas y presiones normalizadas respecto a sus temperaturas y presiones criticas. La normalizacionse efectua como:

PR= P/PCR y TR=T/Tcr

En la que PR es la presion reducida y TR es la temperatura reducida. El factor Z para todos los gases es aproximadamente el mismo a iguales presion y temperatura reducidas, lo cual recibe el nombre de Principio de estados correspondientes . En la grafica los valores de z determinados de forma experimental se grafican para varios gases...