Desviacion del comportamiento ideal
Las leyes de los gases y la teoría cinética molecular suponen que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción o de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño, y por lo tanto despreciable, en comparación con el del recipiente que las contiene. n gas que satisface estas dos condiciones se dice que e!"ibe un comportamiento ideal . #unque podemos suponer suponer que los gases gases reales se comportan comportan como un un gas ideal, no debemos debemos esperar que lo "agan en todas las condiciones. $or ejemplo, sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para formar líquidos. La pregunta importante es% &en qué condiciones los gases e!"ibir'n un comportamiento no ideal( )n la fi gura *.++ se muestra la relación gr'fi ca de PV/RT contra P para tres gases reales y un gas ideal a una temperatura dada. )ste gr'fi co aporta una prueba del comportamiento de un gas ideal . e acuerdo con la ecuación del gas ideal -para mol de gas/, PV/RT * , independientemente de la presión real del gas. -0uando n * , PV * nRT se convierte en PV * RT , o PV/RT * ./ $ara los gases reales esto es v'lido sólo a presiones moderadamente moderadamente bajas -1 * atm/2 a medida que que aumenta la presión, presión, las desviaciones que ocurren son signifi cativas. Las fuerzas de atracción operan entre las moléculas a distancias relativamente cortas. # presión atmosférica, las moléculas de un gas est'n muy separadas y las fuerzas de atracción son despreciables. # presiones presiones elevadas, aumenta la densidad del gas y las moléculas a"ora est'n m's cerca unas de otras. )ntonces, las fuerzas intermoleculares pueden ser muy signifi cativas y afectar el movimiento de las moléculas, por lo que el gas no se comportar' en forma ideal. #LO34# Figura 5.22 5rafi co de PV/RT contra P de mol de un gas a 670. $ara mol de un gas ideal, PV/RT es igual a , sin importar la importar la presion del gas. $ara los gases reales, se
observan algunas desviaciones del comportamiento ideal a presiones elevadas. # presiones muy bajas bajas todos los gases muestran un comportamiento ideal, es decir, sus valores PV/RT convergen en cuando P tiende a cero. Otra manera de observar el comportamiento no ideal de los gases es disminuyendo la temperatura. 0on el enfriamiento del gas disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas, que en cierto sentido priva a éstas del impulso que necesitan para romper su atracción mutua. $ara estudiar los gases reales con mayor e!actitud, necesitamos modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los vol8menes moleculares fi nitos. )ste tipo de an'lisis lo realizó por primera vez el físico "olandés 9. . :an der ;aals+ ;aals+ en 7<=. #dem's #dem's de ser un procedimiento matem'tico simple, el an'lisis de :an der ;aals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real en el nivel molecular. Figura 5.23 )fecto de las fuerzas intermoleculares sobre la
presion ejercida por un gas. La velocidad de una molecula que es movida "acia la pared del recipiente -esfera roja/ se reduce por las fuerzas de atracción ejercidas por las moleculas vecinas -esferas grises/. )n consecuencia, el impacto de esta molecula contra la pared del recipiente no es tan grande como "ubiera sido si no e!istieran fuerzas intermoleculares. )n general, la presion medida del del gas es mas mas baja que la presión presión que el gas ejerceria ejerceria si se comportara comportara idealmente.
>?@)3# 0uando una molécula particular se apro!ima "acia la pared de un recipiente -fi gura *.+=/, las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. )l efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. :an der ;aals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, P ideal, se relaciona con la presión e!perimental medida, P real, por medio de la ecuación P ideal * P real
donde a es una constante y n y V son el n8mero de moles y el volumen del gas, respectivamente. )l factor de corrección para la presión - an+AV +/ se entiende de la siguiente manera. Las interacciones intermoleculares que dan lugar al comportamiento no ideal dependen de la frecuencia con que se acerquen dos moléculas. )l n8mero de tales BencuentrosC aumenta con el cuadrado del n8mero de moléculas por unidad de volumen (n+ / V +/, debido a que la presencia de cada una de las dos moléculas en una región determinada es proporcional a n/V . $or lo tanto, a es sólo una constante de proporcionalidad. Otra corrección concierne al volumen ocupado por las moléculas del gas. )n la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Din embargo, cada molécula ocupa un volumen intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en - V + nb/, donde n es el n8mero de moles del gas y b es una constante. )l término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. #4?E3 Fomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, volvemos a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente% La ecuación -*.7/, que relaciona P, V, T y n para un gas no ideal , se conoce como la ecuacion de van der Waals . Las constantes de van der ;aals, a y b, se eligen para cada gas a fi n de obtener la mayor congruencia posible entre la ecuación -*.7/ y el comportamiento observado de un gas particular. )n la tabla *.G se enumeran los valores de a y b para varios gases. )l valor de a indica qué tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado. $odemos ver que los 'tomos de "elio son los que tienen las atracciones m's débiles, puesto que tiene el valor de a m's pequeño. Fambién e!iste otra correlación entre el tamaño molecular y b. $or lo general, cuanto m's grande sea una molécula -o 'tomo/, mayor ser' b, pero la relación entre b y el tamaño molecular -o atómico/ no es tan simple. )n el ejemplo *.7 se compara la presión calculada de un gas mediante la ecuación del gas ideal y la ecuación de van der ;aals. )jercicio y tabla HI4O3
