Diferencia entre Gases Ideales y Reales: Concepto de Fuerzas de Van der Waals, Esquemas y mapas conceptuales de Química

¡Descarga Diferencia entre Gases Ideales y Reales: Concepto de Fuerzas de Van der Waals y más Esquemas y mapas conceptuales en PDF de Química solo en Docsity! 4 UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS FACULTAD DE ING? INDUSTRIAL FPISICOQUIMICA Semana 2: GASES REALES ¿CUÁL ES LA DIFERENCIA QUE EXISTE ENTRE LOS LLAMADOS GASES IDEALES Y LOS REALES? En los gases ideales se considera que el volumen ocupado por las propias moléculas es insignificante en comparación con el volumen total ocupado por el gas, bajo todas las condiciones de temperatura y presión; además las atracciones intermoleculares, conocidas como fuerzas de van der Waals, son.. insignificantes en todo momento. Para los gases reales ambas características.. son apreciables y la magnitud de ellas dependerá de la naturaleza, presión y temperatura. Lo anterior nos lleva a concluir que un gas ideal es hipotético, ya que las moléculas de cualquier gas deben ocupar volumen (o sino no existirían) y por consiguiente ejercen atracciones. Las condiciones de idealidad se dan cuando los gases están ... a bajas presiones y altas temperaturas NANA NN A e El bombardeo de las paredes del recipiente origina una presión, es decir, una fuerza por unidad de área, promedio de las colisiones de las moléculas. e Las colisiones de las moléculas son elásticas, es decir, mientras no varíe con el tiempo la presión del gas de un recipiente a cualquier temperatura y presión no se produce pérdida de energía por fricción. La temperatura absoluta es una cantidad proporcional al promedio de la energía cinética de todas las moléculas de un sistema. e A presiones relativamente bajas la distancia promedio entre las moléculas es grande en comparación con sus diámetros, y de ahí que las fuerzas de atracción, que dependen de la separación molecular, se consideran despreciables. e Finalmente, como las moléculas son pequeñas, en comparación con la distancia entre ellas, su volumen se considera despreciable con relación al total, es decir, la mayor parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío. NANA NN A Algunas leyes (relaciones) de los gases se pueden interpretar con los anteriores postulados. RELACION: PRESION - VOLUMEN (INVERSA) Si se disminuye el volumen del recipiente que contiene el gas, sus moléculas recorrerán menos espacio entre cada choque: esto se traduce en un mayor número de choques por unidad de tiempo. Esto da como resultado una mayor presión. RELACIÓN: VOLUMEN - TEMPERATURA (DIRECTA) Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas: esto trae como consecuencia que la fuerza ejercida en el momento del choque sea mayor, así como también el número de choques por unidad de tiempo. Si las paredes del recipiente son elásticas (globo de caucho), cederán ante el empuje de las moléculas y el volumen del recipiente (globo) aumentara. NANA NN A RELACION: PRESION - TEMPERATURA (DIRECTA) Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas, lo que lleva a que ejerzan una mayor fuerza al chocar con las paredes del recipiente. Igualmente. Aumenta la velocidad de las moléculas lo que implica un mayor número de choques por unidad de tiempo. Si las paredes del recipiente son rígidas, el efecto neto será una mayor fuerza sobre las paredes y por tanto una mayor presión. RELACIÓN: VOLUMEN - MASA (DIRECTA) Al aumentar la masa, aumenta el número de moléculas y por tanto el número de choques contra las paredes del recipiente. Si las paredes son elásticas, cederán ante el mayor empuje de las moléculas y el volumen aumentará. NANA NN A Aunque podemos suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no debemos esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por ejemplo, sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para formar líquidos. La pregunta importante es: ¿en qué condiciones los gases exhibirán un comportamiento no ideal? NANA NN A Este gráfico aporta una prueba del comportamiento de un gas ideal. CHa 201 H, NH, Le 10 Gar idell 0 200 400 600 $500 1000 1200 P (atm) NANA NN A De acuerdo con la ecuación del gas ideal (para 1 mol de gas), PV/RT = 1, independientemente de la presión real del gas. (Cuando n = 1, PV = nRT se convierte en PV = RT, o PV/RT = 1.) Para los gases reales, esto es válido sólo a presiones moderadamente bajas (< 5 atm); a medida que aumenta la presión, las desviaciones que ocurren son significativas. Las fuerzas de atracción operan entre las moléculas a longitudes relativamente cortas. A presión atmosférica, las moléculas de un gas están muy separadal las fuerzas de atracción son insignificanteesiones elevadas, aumenta la densidad del gatas moléculas ahora están más cerqaritivascás oltasfuerzas intermoleculares pueden ser muy significativas y afectar el movimiento de las moléculas, por lo que el gas no se comportará en forma ideal NANA NN A Otra corrección concierne al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin 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 número de moles del gas y b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. pS E (V=nb) =nRT ÁÑ——— A A presión volumen corregida corregido ECUACIÓN DE VAN DER WAALS NANA NN A AA CREE a Waals de algunos gases ES Las constantes de van der Waals, a y Cas [am E e £) b, se eligen para cada gas a fin de mol? | mol obtener la mayor congruencia ae O ES Ne 0.211 0.0171 posible entre la ecuación y el Ar 134 0.0322 Kr 232 0.0398 comportamiento observado de un Xe 4.19 0.0266 rticul H, 0.244 0.0266 gas particular. N, 1.39 0.0391 O, 136 0.0318 Cl, 6.49 0.0562 co, 3.59 0.0427 CH, 2.25 0.0428 COL, 204 0.138 NH, 4.17 0.0371 H,O 5.46 0.0305 NANA NN A El valor de a indica qué tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado. También existe otra correlación entre el tamaño molecular y b. Por lo general, cuanto más grande sea una molécula (o átomo), mayor será b, pero la relación entre b y el tamaño molecular (o atómico) no es tan simple. NANA NN A Factor de compresibilidad El factor de compresibilidad (Z), conocido también como el factor de compresión, es la razón del volumen molar de un gas con relación al volumen molar de un gas ideal a la misma temperatura y presión. Es una propiedad termodinámica útil para modificar la ley de los gases ideales para ajustarse al comportamiento de un gas real. En general, la desviación del comportamiento ideal se vuelve más significativa entre más cercano esté un gas a un cambio de fase, sea menor la temperatura o más grande la presión. Z = Vm P Vm Vreal (Vm)gas ideal RT Videal NANA NN A 3/3 Sl 0,6 ¿- : O 200. 400 600 800 Presión (atm) NANA NN A meo 1,3 )- Ha 1,I ma 1,0 14 CH, op nit T ij | il Ú 100 200 100 Plain Lal NANA NN A Andrews observó que al aumentar la temperatura, la fase líquida se expande y la fase gas aumenta su densidad debido al incremento de la presión; una vez más al llegar a cierta temperatura la densidad de ambas fases es la misma, anulando la distinción entre líquido y vapor; esta condición fue denominada por Andrews como Punto crítico y en consecuencia, la temperatura, la presión de vapor saturado y el volumen molar correspondientes a este punto son llamados temperatura crítica (Tc), presión crítica (Pc) y volumen crítico(Vc ). Ya que los valores que estas propiedades son constantes y característicos para cada sustancia, se denominan constantes criticas. ING? CARLOS E. BER! MEN Plan Isoterma del H20 (Líneas continuas). La línea discontinua separa la región de dos fases. 218 00" La curva punteada muestra el mA comportamiento de una ix ME ¡soterma de Van der Waals o de pare ind Liquido a : 300 Redlich - Kwong en la región de 1000 dos fases. NANA NN A Van der Waals adoptó la terminología de Andrews y comparó los resultado experimentales de Andrews con los obtenidos mediante su ecuación, dando como resultado datos cercanos entre sí. Van der Waals modificó la Ley de Boyle y Gay-Lussac al considerar que las moléculas ocupan espacio, ejercen atracción entre ellas y poseen una forma de esfera impenetrable, de forma semiempírica a la conclusión de que la ecuación de estado de un mol de gas no ideal puede ser descrita como: NANA NN A Con lo cual se logra identificar la constante b con el volumen crítico. De lo anterior se obtiene la relación del volumen crítico con la constante b Ve = 3b Sustituyendo, obtenemos Te = _da 27Rb a Pc — 27b* NANA NN A Despejando a y b de las dos ecuaciones anteriores, tenemos: b=R Tc / 8 Pc a = 27 R?Tc?/ 64 Pc NANA NN A