Desviaciones Del Comportamiento Ideal

UNIVERSIDAD VERACRUZANA UNIVERSID VERACRUZANA FACULTADAD DE CIENCIAS QUÍMICAS INGENIERÍA QUÍMICA

Termodinámica Desviaciones del Comportamiento Ideal

Víctor Emanuel Mejía López Ing. Químico Rafael Brito Hernández

Índice •

Objetivo

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Introduccion

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Ecuación de

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Van der Waals •

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Implicaciones de la ecuación de Van der Waals. Isoterma de un Gas Ideal Isoterma de la ecuación de Van der Waals Estado Critico

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Objetivo

Introduccion •

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La desviación de un gas respecto de su comportamiento ideal se hace mayor cerca del punto crítico. Los gases reales se desvían del comportamiento ideal a presiones altas. A presiones bajas la desviación del comportamiento ideal es pequeña. La desviaciones aumentan a medida que nos aproximamos a la temperatura de licuefacción del gas

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.

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Una forma de esta ecuación es:

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donde:

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p es la presión del fluido, medido en atmósferas, v 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.

Implicaciones de la ecuación de Van der Waals. •

1.

La ecuación de Van der Waals tiene dos factores: El efecto del tamaño molecular:

El efecto del tamaño por si mismo aumenta la presión por encima del valor ideal. El espacio vacío entre las moléculas es el volumen libre que obedece a la ley de los gases ideales. 2.

El efecto de las fuerzas intermoleculares

El efecto de las fuerzas atractivas reduce por si mismo la presión por debajo del valor ideal

Isoterma de un gas Ideal •

Comportamiento que tendrá un gas real cuando es sometido a cambios de temperatura constante, la línea representa el estado gaseosa, el cual se mantendrá hasta la presión de condensación, el gas se transforma en liquido permaneciendo la presión constante.

Isoterma de la ecuación de Van der Waals •

Presentan modificaciones en la zona de mezclas, como se puede observar entre los puntos «A» y «B» se predice la continuación de la fase liquida, mientras que entre los puntos «C» y «D» se da una prolongación del estado gaseoso.

Estado Critico •

Las raíces se encuentran en los limites de el cambio de estado o dentro de la región de dos fases. Esta fase se estrecha y finalmente se cierra en el vértice, donde hay presión máxima y máxima temperatura por lo cual puede existir liquido y vapor. Esta condición de temperatura y presión es el punto critico y el volumen correspondiente es el volumen critico

Conclusión Con las modificaciones que sufre la ecuación del Gas Ideal obtenemos resultados mas acertados. Esto ayuda a comprender el comportamiento real de un Gas.