Quimica Ecuaciones

Republica Bolivariana De Venezuela

Ministerio del Poder Popular

Para La Educación

Instituto Universitario Antonio José de Sucre

Índice

1.- Introducción Página 1

2.- Correcciones de la ecuación de los gases Página 2

Ideales para aplicarla a un gas real

3.- Ecuación de Van Der Waals Página 3,4 y 5

4.- Corrección del Volumen y Página 6

La Presión De Un Gas Ideal

5.- Factor compresibilidad Página 7 y 6

6.-Conclusión Página 8

7.- Bibliografía Pagina 9

Introducción

Todo en el Universo está formado por materia. La materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

Para entender los diferentes estados en los que la materia existe, es necesario entender algo llamado Teoría Molecular cinética de la Materia. La Teoría Molecular cinética tiene muchas partes, pero aquí introduciremos sólo algunas. Uno de los conceptos básicos de la teoría argumenta que los átomos y moléculas poseen una energía de movimiento, que percibimos como temperatura. En otras palabras, los átomos y moléculas están en movimiento constante y medimos la energía de estos movimientos como la temperatura de una sustancia. Mientras más energía hay en una sustancia, mayor movimiento molecular y mayor la temperatura percibida. Consecuentemente, un punto importante es que la cantidad de energía que tienen los átomos y las moléculas (y por consiguiente la cantidad de movimiento) influye en su interacción. ¿Cómo se producen estos diferentes estados de la materia? Los átomos que tienen poca energía interactúan mucho y tienden a "encerrarse" y no interactuar con otros átomos. Por consiguiente, colectivamente, estos átomos forman una sustancia dura, lo que llamamos un sólido. Los átomos que poseen mucha energía se mueven libremente, volando en un espacio y forman lo que llamamos gas.

Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida.

El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos.

Correcciones de la ecuación de los gases Ideales para aplicarla a un gas real

Para un gas ideal la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas real, "z" tiene que valer diferente que uno.

La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma: pV=znRT.

La ecuación de van der Waals se diferencia de las de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica la presión.

Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.

Ecuación de Van Der Waals

La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes Diderik van der Waals, quien recibió el premio Nobel en 1910 por su trabajo en la ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas

P: es la presión del fluido, medido en atmósferas es el volumen en el que se encuentran las partículas dividido por el número de partículas (en litros),

k :es la constante de Boltzmann,

T: es la temperatura, en kelvin,

a‘: es un término que tiene que ver con la atracción entre partículas,

b‘: es el volumen medio excluido de v por cada partícula

Si se introducen el número de Avogadro, NA, el número de moles n y, consecuentemente, el número total de partículas n•NA, la ecuación queda en la forma siguiente:

Donde:

p es la presión del fluido,

V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido,

a mide la atracción entre las partículas ,

b es el volumen disponible de un mol de partículas ,

n es el número de moles,

R es la constante universal de los gases ideales, ,

T es la temperatura, en kelvin.

Debe hacerse entre una distinción cuidadosa entre el volumen disponible para una partícula y el volumen de una partícula misma. En particular, en la primera ecuación se refiere al espacio vacío disponible por partícula. Es decir que , es el volumen del recipiente dividido por el número total de de partículas. El parámetro , por el contrario, es proporcional al volumen ocupado

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