Enmiendas a la ecuación del gas ideal que permiten su aplicación a gases reales

Factor de compresibilidad y su relación con la ecuación ideal. El factor de compresibilidad del gas es la relación entre el volumen del gas a una temperatura y presión determinadas y el volumen que ocuparía el gas si fuera un gas ideal a la misma temperatura y presión. El factor de compresibilidad indica cuánto se desvía un gas dado del gas ideal a una temperatura y presión específicas.

Es la relación entre el volumen de un gas y el volumen de un gas ideal a la misma presión y temperatura. Para la ecuación del gas ideal, el factor de compresibilidad se puede derivar de la siguiente manera. Aquí P es la presión, n son moles de gas, T es la temperatura absoluta y R es la constante del gas.

Según la ley de Boyle, la presión es inversamente proporcional al volumen. Por lo tanto, el producto de la presión por el volumen es constante en el equilibrio. Está a temperatura estándar. Entonces, para los gases ideales a temperatura constante, PV permanece constante a pesar de los cambios de presión. Pero para los gases reales, el gráfico PV Vs P no será una línea recta.

Debido a que los gases reales tienen fuerzas intermoleculares, al colisionar entre sí, las partículas de gas se desacelerarán. Por lo tanto, la presión será menor que la presión en condiciones de gas ideal. Entonces, el gráfico de los gases reales descenderá inicialmente debido al aumento de la presión, pero luego comenzará a subir.

Cuanto mayor sea la inmersión, mayores serán las fuerzas intermoleculares entre las partículas de gas. Esto sucede porque el gas real sólo se puede comprimir en un punto determinado y después de esa presión no se produce ninguna disminución en el volumen. Así pues, el gráfico para los gases reales es el siguiente.

Gases reales que alcanzan un comportamiento ideal a baja presión. Los gases tienen fuerzas intermoleculares muy inferiores, pero estas fuerzas de atracción aún están presentes. Por lo tanto, los gases reales se desvían del comportamiento del gas ideal porque los gases ideales no tienen fuerzas intermoleculares. A baja presión, los gases reales experimentan menos fuerzas intermoleculares. A baja presión, las moléculas de gas están muy alejadas unas de otras y el tamaño de las moléculas se vuelve menos significativo debido al espacio entre ellas. Por lo tanto, los gases tienden a comportarse de manera más ideal a baja presión.

Temperatura alta. Los gases reales exhiben fuerzas de atracción entre moléculas que los desvían de los gases ideales. Como los gases ideales tienen fuerzas de atracción insignificantes entre ellos. Al aplicar baja presión y alta temperatura, los gases reales se comportan más como gases ideales. A altas temperaturas y baja presión, las moléculas están muy alejadas unas de otras y las fuerzas intermoleculares se vuelven insignificantes. Por lo tanto, los gases se comportan idealmente a baja presión y alta temperatura. En esta condición, los gases obedecen la ley de Boyle y se comportan como gases ideales.

Ecuación de Van Der Waals. Esta ecuación muestra la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de gases reales. En esta ecuación, la constante b se utiliza para la corrección de la fracción de volumen en gases reales. Mientras que a se utiliza para medir las fuerzas de atracción entre moléculas de gas reales. La ecuación de Van der Waals tiene dos constantes con unidades particulares.

Para la corrección de volumen y presión de gases reales con valores constantes a ideales se utiliza la ecuación de Van der Waals. Gráfica de PV sobre RT contra P para un mol de hidrógeno a diferentes temperaturas. Primero, vemos este gráfico para el hidrógeno a una temperatura constante. Según el gráfico, existe una línea recta para las condiciones de gas ideal, pero el hidrógeno es un gas real. Y los gases reales no cumplen los dos supuestos de los gases ideales.

En primer lugar, no existe fuerza de atracción entre las moléculas de gas, pero en los gases reales existen fuerzas de atracción. En segundo lugar, el volumen de las moléculas de gas es insignificante, pero las moléculas de gas reales tienen un volumen particular. Es por eso que la línea gráfica del hidrógeno se desvía de la línea del gas ideal.

Ahora consideremos el mismo escenario a diferentes temperaturas. Con el aumento de la temperatura, los gases reales se comportan como gases ideales a baja presión constante. Entonces, al aumentar la temperatura, la línea del gráfico del hidrógeno será más horizontal y cercana a la línea del gas ideal. Pero al disminuir la temperatura la atracción molecular aumenta, por lo que el gas real se desvía más del comportamiento del gas ideal.