Gases reales - Desviación de la Ley de los Gases Ideales

Los gases ideales siguen la relación PV sobre nRT es igual a 1. Recordemos la ley de Boyle, que establece que cuando la cantidad y la temperatura de un gas se mantienen constantes, incrementar la presión invariablemente disminuirá el volumen para mantener una proporción constante. Pero cuando la proporción se grafica como una función de presión para un mol de varios gases reales, entonces es igual al valor ideal uno"solo a bajas presiones.

A medida que aumenta la presión, las curvas se desvían significativamente de la idealidad. A bajas presiones, el volumen combinado de las partículas de gas es insignificante comparado con el del contenedor, como un guisante dentro de una pelota de baloncesto. Por lo tanto, el volumen disponible para las partículas de gas ideal es igual al volumen total del contenedor.

A presiones más altas, la densidad del gas es mucho mayor. Por tanto, el volumen combinado de las partículas de gas se vuelve significativo, como un guisante dentro de una pelota de ping-pong. Así, la suposición de la teoría cinética molecular de que las partículas de gas ocupan un volumen insignificante es inválida cuando hay presiones altas.

El volumen que ocupa un gas real es más grande que el volumen disponible para sus partículas, que es el volumen que ocuparía en un caso ideal, por nb, donde b es una constante que se determina experimentalmente y que depende del gas, y cuya unidad es el litro por mol. Restar nb modifica el volumen de un gas real y lo disminuye hasta que sea del tamaño disponible para sus partículas, lo que es equivalente al volumen ideal. Otra suposición de la teoría cinética molecular es que las fuerzas intermoleculares entre las moléculas gaseosas son insignificantes, y la misma es válida en condiciones de temperaturas altas y presiones bajas.

Usualmente, los gases ejercen fuerzas de atracción muy débiles. En condiciones de presión baja, las partículas de gas están separadas por largas distancias y, por consiguiente, no perciben las fuerzas de atracción de otras partículas. Igualmente, bajo condiciones de altas temperaturas, las partículas tienen energías cinéticas elevadas comparado con las fuerzas de atracción y se mueven muy rápido.

Cuando las partículas colisionan, rebotan entre ellas porque la elevada energía cinética supera las pequeñas fuerzas de atracción. Sin embargo, cuando el gas está a altas presiones, la densidad de la partícula es mayor. Por eso, las distancias que separan a las partículas son más pequeñas y la probabilidad de que interactúen aumenta.

Por tanto, las fuerzas de atracción entre las partículas se vuelven más significativas a altas presiones. Esto se evidencia mejor cuando la temperatura es más baja. La energía cinética de las partículas disminuye y se mueven más lento.

Cuando la atracción intermolecular se vuelve más significativa, las partículas tienen una probabilidad cada vez mayor de quedarse pegadas"entre ellas después de colisionar. A medida que las partículas de gas pasan más tiempo interactuando con las partículas vecinas, la frecuencia de las colisiones con la superficie de su contenedor disminuye. Entonces, la presión que ejerce un gas real es menor que la que ejerce un gas ideal por an al cuadrado sobre V al cuadrado.

Aquí, a"es una constante determinada experimentalmente que depende del gas y cuya unidad es litros al cuadrado por atmósferas sobre mol al cuadrado, y V es el volumen real. Al añadir este término, se ajusta la presión real y aumenta hasta igualar la ejercida por un gas ideal. La ecuación modificada con los factores de corrección de presión y volumen se llama ecuación de van der Waals para gases no ideales o gases reales.