Gas reali: effetti delle forze intermolecolari e del volume molecolare derivanti dall'equazione di Van der Waals

I gas ideali seguono la relazione PV su nRT è uguale a uno. Ricordate la legge di Boyle, che afferma che quando la quantità e la temperatura di un gas sono mantenute costanti, aumentando la pressione, invariabilmente diminuirà il volume 5 00:00 da un gas risulta dall'impatto di particelle in continuo movimento sulle pareti del suo contenitore. Diminuendo il volume del contenitore, mantenendo costanti il numero di mole e la temperatura, le particelle di gas si avvicinano, riducendo la loro distanza fra le particelle.

In questo volume più piccolo, la densità del gas e la frequenza di collisione. La frequenza delle collisioni fra le pareti delle molecole.aumenta. Pertanto, la pressione esercitata dal gas aumenta.

La relazione inversa fra pressione e volume è data dalla legge di Boyle. L'aggiunta di più moli di gas al contenitore, a temperatura costante, aumenta la densità del gas e, quindi, la frequenza di collisione. Per mantenere la pressione iniziale, il volume deve espandersi.

Questa relazione diretta fra volume e mole è data dalla legge di Avogadro. Ora, consideriamo che il numero di mole viene mantenuto costante e la temperatura viene aumentata. Poiché l'energia cinetica media delle particelle di gas aumenta proporzionalmente alla temperatura, le particelle si scontrano più frequentemente e con maggiore forza.

Se il volume viene mantenuto costante mentre la temperatura viene aumentata, la densità del gas e la frequenza di collisione aumentano e, dunque, anche la pressione aumenta. La relazione diretta fra pressione e temperatura è data dalla legge di Gay-Lussac. Se invece la pressione rimane costante insieme ad un numero costante di moli, allora un aumento di temperatura deve essere accompagnato da un aumento di volume per diffondere le collisioni su una superficie maggiore.

Questa relazione diretta fra volume e temperatura viene data dalla legge di Charles. Infine, secondo la teoria molecolare cinetica, le particelle di gas non si attraggono né si respingono a vicenda. In una miscela di gas diversi, i componenti agiscono in modo indipendente e le loro pressioni individuali rimangono inalterate dalla presenza di un altro gas.

La pressione totale della miscela è quindi la somma delle singole pressioni parziali. Questa è la legge di Dalton. 2:42, 680 00:02:45, 537 e la probabilità che interagiscano in tal modo aumenta.

Le forze attrattive fra le particelle diventano di conseguenza più significative alle alte pressioni. Ciò è più evidente quando la temperatura si abbassa. L'energia cinetica delle particelle diminuisce e si muovono più lentamente.

Quando l'attrazione intermolecolare diventa significativa, è sempre più probabile che le particelle si attacchino"l'una all'altra, dopo una collisione. Poiché le particelle di gas trascorrono più tempo interagendo con le particelle vicine, la frequenza delle collisioni con la superficie del contenitore diminuisce. Di conseguenza, la pressione esercitata da un gas reale è inferiore a quella di un gas ideale da a-n-quadrato su V-quadrato.

Qui, a è una costante determinata sperimentalmente che dipende dal gas e ha unità di litri al quadrato per mole al quadrato del movimento, e V è il volume reale. L'aggiunta di questo termine regola la pressione reale verso l'alto a quella esercitata da un gas ideale. L'equazione modificata con i fattori di correzione della pressione e del volume è chiamata equazione di van der Waals per gas non ideali o reali.