PROPIEDADES FISICAS DE LOS GASES

PROPIEDADES FISICAS DE LOS GASES
Muchas sustancias familiares para nosotros existen a temperatura y presión
normal en forma gaseosa, éstas incluyen muchos elementos (H2, N2, O2, F2, Cl2 y gases
nobles) y una gran variedad de compuestos. En condiciones apropiadas las sustancias
que ordinariamente son líquidos o sólidos también pueden existir estado gaseoso y se
conocen como vapores. Por ejemplo, la sustancia H2O es común encontrarla como agua
líquida, hielo o vapor de agua. Con frecuencia, una sustancia existe en las tres fases o
estados de agregación de la materia al mismo tiempo. Un envase térmico puede
contener una mezcla de hielo y agua a 0 C y tener una cierta presión de vapor de agua
en la fase gaseosa sobre el líquido y la fase sólida. En condiciones normales, los tres
estados de la materia difieren entre sí. Los gases se diferencian en forma marcada de los
sólidos y los líquidos en varios aspectos. Un gas se expande hasta llenar el recipiente en
el cual está contenido. En consecuencia, el volumen de un gas es dado al especificar el
volumen del recipiente que lo contiene. El volumen de los sólidos y los líquidos no está
determinado por el recipiente. La conclusión. acerca de esto es que los gases son
altamente compresibles. Cuando se aplica una presión a un gas su volumen se contrae
con facilidad. Los líquidos y los sólidos, no son muy compresibles.
Dos o más gases forman mezclas homogéneas en todas proporciones,
independientemente de que tan diferentes sean los gases entre sí. Los líquidos por otra
parte, con frecuencia no forman mezclas homogéneas. Por ejemplo, cuando se mezclan
el agua y la nafta en una botella, el vapor de agua y el vapor de la nafta forman una
mezcla homogénea de gas. Por el contrario, los dos líquidos quedan separados; cada uno
se disuelve poco en el otro. Las propiedades características de los gases son explicables
en base a las moléculas individuales que se encuentran relativamente separadas unas de
otras. En un líquido, las moléculas individuales se encuentran más cercanas una de la
otra. En los líquidos, las moléculas están constantemente en contacto con las moléculas
vecinas. Estas moléculas experimentan fuerzas de atracción entre sí y tratan de
mantenerse unidas dentro del líquido. Sin embargo, cuando un par de moléculas se
acercan mucho, las fuerzas de repulsión evitan que se aproximen demasiado. Estas
fuerzas de atracción y repulsión difieren de una sustancia a otra. El resultado es que
distintos líquidos se comportan de manera diferente. Por el contrario, las moléculas de
un gas están bien separadas y no sufren muchas influencias entre sí. Como veremos en
forma más detallada, las moléculas de un gas se encuentran en movimiento constante y
chocan con frecuencia. Por este motivo quedan separadas. Así en el aire la distancia
promedio entre las moléculas es 10 veces el tamaño de las mismas. Cada molécula en
este estado tiende a comportarse como si no hubiera otras. El grado relativo de
aislamiento de las moléculas hace que los diferentes gases se comporten en forma
similar, aún cuando se trate de moléculas diferentes.
Presión y temperatura
Entre las propiedades que se pueden medir con más facilidad en un gas están: la
temperatura, el volumen y la presión. Esto no es sorprendente, debido a que muchos de
los primeros estudios que se hicieron acerca de los gases fueron para ver las relaciones
de estas propiedades.
a) Presión
En términos generales, la presión puede relacionarse con la idea de fuerza, o sea
algo que tiende a mover un objeto en una dirección determinada. La presión es, de
hecho, la fuerza que actúa sobre un área determinada (P=F/A). Los gases ejercen una
1
presión sobre cualquier superficie con la cual están en contacto; por ejemplo, el gas en
un globo inflado ejerce una presión sobre la superficie interna del globo.
Para comprender mejor el concepto de presión y las unidades en las cuales se
mide, consideremos un cilindro de aluminio. Debido a la fuerza gravitacional, este
cilindro ejerce una presión hacia abajo sobre la superficie en la que se encuentra
apoyado. De acuerdo con la segunda ley del movimiento de Newton, la fuerza ejercida
por un objeto es el producto de su masa, m, por la aceleración, a: F = m.a. La
aceleración debida a la fuerza de gravedad de la Tierra es 9,8 m/seg2, si la masa del
cilindro es 1,06 kg; la fuerza con que la Tierra lo atrae es:
(1,06 kg) . (9,8 m/seg2 ) = 10,4 kg.m/seg2 = 10,4 Newton
Un kg.m/seg2 es la unidad de fuerza en el sistema internacional (SI) y se llama
Newton, abreviado 1 N = 1 kg.m/seg2 .
Si el área de una sección transversal del cilindro es 7,85.10-3 m2; la presión ejercida por
el cilindro es:
F
10,4 N
P 
 1,32 .103 Pa = 1,32 . KPa
A 7,85 10-3 m2
La unidad estándar de presión en el SI es N/m2 y recibe el nombre de pascal
(Blas Pascal, 1623-1662, matemático y científico francés): 1 Pa = 1 N/m2 .
En la misma forma que el cilindro de aluminio que hemos utilizado en nuestro
ejemplo, la atmósfera terrestre también realiza una presión sobre la tierra mediante la
atracción de la gravedad. Una columna de aire con sección transversal de 1 m 2 que se
extienda por la atmósfera tiene una masa aproximada de 10.000 Kg. y produce una
presión resultante de 100 KPa :
F (10. 000Kg ).( 9 , 8m / seg2 )
P 
 1 . 105 Pa = 1 . 102 KPa
2
A
1m
Por supuesto, la presión atmosférica real en cualquier punto depende de la altura
y las condiciones atmosféricas.
La presión atmosférica puede medirse utilizando un barómetro de mercurio
como el que se ilustra en la siguiente figura:
Este aparato está formado por un tubo de vidrio de longitud mayor a 76 cm que se
encuentra cerrado en uno de sus extremos. El tubo se llena con mercurio y se invierte
sumergiéndolo en un recipiente con este metal. Se debe tener cuidado para que al
realizar la operación no entre aire al tubo. Cuando el tubo se invierte de esta manera,
parte del mercurio sale del tubo, pero parte permanece dentro de la columna.
La superficie de mercurio que se encuentra fuera del tubo sufre la fuerza
completa de la atmósfera terrestre por cada unidad de área. Sin embargo, la atmósfera
2
no está en contacto con la superficie de mercurio dentro del tubo. La atmósfera empuja
al mercurio haciendo que suba hasta la presión debida al peso del mercurio se iguale a la
presión atmosférica. La presión atmosférica estándar que corresponde a la presión
característica al nivel del mar, se define como la presión suficiente para soportar una
columna de mercurio de 760 mm. de altura. Esta presión que corresponde a 1,01325 .
105 Pa, se utiliza para definir otra unidad de uso común que es una atmósfera (abreviado
atm):
1 atm = 760 mmHg = 1,01325 . 105 Pa = 101.325 kPa
Una presión de 1 mm. Hg también se conoce como torr, en honor al científico
italiano Evangelista Torricelli (1608-1647), quien inventó el barómetro: 1 mmHg = 1
torr.
Se usa un aparato denominado manómetro, cuyos principios de operación son
similares a los del barómetro, para medir la presión de gases que se encuentran en
espacios cerrados. La figura (a) muestra un manómetro de tubo cerrado, éste se utiliza
para medir presiones por debajo de la presión atmosférica. La presión es justamente la
diferencia en la altura del nivel de mercurio en las dos ramas.
Un manómetro de tubo abierto tal como el que se muestra en la Figura (b) y (c)
se utiliza con frecuencia para medir las presiones de gases cercanas a la presión
atmosférica. La diferencia en la altura de las columnas de mercurio en los dos brazos del
manómetro relaciona la presión del gas con la presión atmosférica. Si la presión del gas
que se encuentra encerrado es la misma que la presión atmosférica, el nivel en los dos
brazos es el mismo. Si la presión del gas encerrado es menor que la presión atmosférica,
el mercurio se encuentra a una altura menor en el brazo que está expuesto a la
atmósfera, tal como se ilustra en la Figura (b). Si la presión atmosférica es menor que la
presión del gas, el mercurio alcanza un nivel inferior en el brazo que está en contacto
con el gas, como se muestra en la Figura (c).
EJERCICIO RESUELTO
Considere un recipiente de gas conectado con un manómetro de tubo abierto. El
manómetro no está lleno de mercurio sino de un líquido no volátil, L. La densidad del
mercurio es 13,6 g/ml; la de L es 1,05 g/ml. Si las condiciones son similares a las de la
Figura (c) con h=12,2 cm cuando la presión atmosférica es 0,964 atm, ¿cuál es la
presión del gas que se encuentra encerrado, expresada en mmHg?
Solución: Convirtiendo la presión atmosférica a mmHg tenemos:
760 mm Hg ________ 1 atm
3
733 mm Hg ________ x = 0,964 atm
La presión que se asocia con una columna de un fluído es: P  . g h . Aplicada al
líquido L :
PL= 1,05 g/ml . g . 12,2 cm
para expresarla en altura de Hg :
PHg = 13,6 g/ml . g .h
Como ambas presiones son iguales, los segundos miembros también lo serán :
1,05 g/ml . g . 12,2 cm = 13,6 g/ml . g .h
h
1,05g / ml.12,2cm
 0,94cm  9,4mm
13,6 g / ml
Si la situación es similar a la presentada en la Figura (c), la presión del gas encerrado es
mayor que la presión atmosférica en la siguiente cantidad:
P = 733 mm. Hg + 9 mm. Hg = 742 mm. Hg
b) Temperatura
La temperatura de un sistema mide el vigor del movimiento de todos los átomos
y moléculas del mismo. Así, cuando aumenta la temperatura, también lo hace la
violencia de los movimientos moleculares de toda clase.
Existen distintas escalas para la determinación de la temperatura, entre ellas la
Celsius y la Kelvin o absoluta (T).
Escala Celsius
Escala Kelvin
Pto. ebullición del H2O
- 100
- 373
Pto. fusión del H2O
-0
- 273
Cero absoluto
-273
-0
Quedando relacionadas entre sí por la siguiente ecuación:
T = t C + 273
Leyes de los gases
Los experimentos hechos con varios gases demuestran que las cuatro variables:
temperatura (T), presión (P), volumen (V) y cantidad de gas en moles (n) son suficientes
para definir el estado o condición de muchas sustancias gaseosas.
La primera relación entre estas variables fue descubierta en 1662 por Robert
Boyle (1627-1691). La ley de Boyle establece que el volumen de una cantidad fija de
gas mantenida a una temperatura constante es inversamente proporcional a la presión
del gas. Esto significa que a medida que la presión aumenta el volumen disminuye,
4
como se muestra en la figura; si la presión se duplica el volumen del gas disminuye a la
mitad de su valor original.
Esta relación puede expresarse como V 1/P (en donde  se lee "proporcional
a"), o bien V =c/P (en donde c es una constante de proporcionalidad, que depende de la
temperatura y de la cantidad de gas). La ley de Boyle expresa el hecho importante de
que un gas es compresible.
La relación entre el volumen de un gas y la temperatura fue descubierta en el
año de 1787 por Jacques Charles (1746-1823), un científico francés. Charles encontró
que el volumen de una cantidad fija de un gas a una presión constante aumenta en una
proporción lineal con la temperatura. Algunos datos característicos se muestran en la
figura:
Obsérvese que al extrapolar la recta construida con los datos se llega a -273 C. En 1848
William Thomson (1824-1907), un físico británico cuyo título era Lord Kelvin, propuso
la idea de una escala de temperatura absoluta, conocida actualmente como escala
Kelvin, con -273 C = 0 K. En términos de esta escala, la ley de Charles puede
expresarse de la siguiente manera: el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a
una presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
Esta relación puede expresarse como V  T o como V = cT, en donde c es la
constante de proporcionalidad que depende de la presión y de la cantidad del gas. De
esta manera al duplicar la temperatura absoluta, es decir de 200 K a 400 K, el gas
también aumenta su volumen al doble.
La relación entre la presión de una cierta cantidad de gas y la temperatura
absoluta fue encontrada por el científico francés Joseph Gay-Lussac(1778-1850). Puede
expresarse como P  T ó P = cT, donde c es una constante de proporcionalidad.
Graficando:
5
Para pensar: En el gráfico anterior, cuál de los tres volúmenes (V1, V2 o V3) es mayor?
La relación entre el volumen del gas y la cantidad del gas se debió a los trabajos de
Gay-Lussac y al científico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856). Gay-Lussac es una
de las figuras extraordinarias en la historia de la ciencia moderna que puede
denominarse realmente un aventurero. El se interesó en globos más ligeros que el aire,
para poder controlarlos Gay-Lussac debió conocer más acerca de las propiedades de los
gases. Con este propósito realizó muchos experimentos. El más importante fue el
descubrimiento que hizo en 1808 de la ley de combinación de volúmenes. Esta ley
establece que los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí a la misma presión y
temperatura mantienen una relación numérica expresada en números enteros pequeños.
El trabajo de Gay-Lussac condujo a Avogadro en 1811 a proponer su conocida
hipótesis de Avogadro: igual volumen de gases diferentes a la misma temperatura y
presión contienen igual número de moléculas. La importancia de los trabajos de GayLussac y Avogadro permitieron establecer una apreciación correcta acerca de los pesos
atómicos. A continuación consideramos de que manera sus resultados pueden ayudar a
comprender la naturaleza de los estados gaseosos. Supongamos que tenemos tres
recipientes de 1 l que contienen H2, N2 y Ar, respectivamente, y que cada gas se
encuentra a la misma presión y temperatura:
Volumen
Presión
Temperatura
Masa del gas
Número de
moléculas del gas
Ar
Ne
1l
1 atm
0C
1,783 g
1l
1 atm
0 C
1,250 g
2,68.1022
2,68.1022
H2
1l
1 atm
0 C
0,0899 g
2,68.1022
De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, estos recipientes contienen un número igual
de partículas gaseosas, aunque las masas de las sustancias en los recipientes sean muy
diferentes.
La ley de Avogadro derivada de la hipótesis de Avogadro enuncia: el volumen
de un gas mantenido a una presión y temperatura constantes es directamente
proporcional a la cantidad de gas: V n o V = c.n. En esta forma duplicando el número
de moles del gas logramos que el volumen se duplique si T y P permanecen constantes.
Ecuación del gas ideal
6
En la sección anterior, examinamos tres leyes de los gases que tienen mucha
importancia histórica:
Ley de Boyle
V  1/P
(constante n, T)
Ley de Charles
VT
(constante n, P)
Ley de Avogadro
Vn
(constante P,T)
Estas tres relaciones son casos especiales de una ley más general de los gases:
n.T
V 
P
Si utilizamos una constante de proporcionalidad R, tenemos:
Reordenando términos, tenemos esta relación en su forma más conocida:
PV = n RT
Esta ecuación se conoce como la ecuación del gas ideal. El término R se conoce
como constante general de los gases. Su valor numérico depende de las unidades de las
variables en la ecuación. La temperatura, T debe expresarse en la escala de temperatura
absoluta, la escala Kelvin. La cantidad de gas, n, se expresa en moles. Las unidades que
se eligen para la presión P y el volumen V, con frecuencia son atmósferas y litros,
respectivamente. Sin embargo, se pueden utilizar otras unidades. Los valores numéricos
para R en algunas de las unidades más importantes existentes son:
R = 0,082 l.atm/ K.mol = 8,314 Joules/ K.mol = 1,987 cal/ K.mol
Las condiciones de 0 C y 1 atm de presión se conocen como "condiciones
normales de presión y temperatura (CNPT)". Calcule el volumen de 1 mol de gas ideal
en estas condiciones.
Algunos de los cálculos más útiles aplicando la ecuación de un gas ideal
incluyen su vinculación con la densidad: como n es igual a m/PM:
P.V =
mRT/PM
Reordenando:
P.PM = mRT/V y como
 = m/V
P.PM =  RT
EJERCICIO RESUELTO
Calcular la densidad del CO2 gaseoso a 745 mm. Hg y 65 C
PM CO2 = 12 + 2 x 16 = 44 g/mol
760 mm. Hg
745 mm. Hg
 
------------- 1 atm
------------ x = 0,98 atm
P . PM
0, 98 atm. 44 g / mol

 1,56 g / l
RT
0,082 l.atm / K . mol 338 K
7
Ley de Dalton de las presiones parciales
Con frecuencia hemos de tratar con mezclas de gases en los que hay presentes
más de una sustancia. La ley de Dalton establece que la presión total de una mezcla
gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes de la misma.
Se entiende por presión parcial a la que ejercería cada uno de los gases si estuviera
solo en el recipiente.
Para una mezcla de gases 1 y 2: pT = p1 + p2,donde p1 y p2 son las presiones
parciales.
La validez de la ley de Dalton se puede verificar fácilmente utilizando la ley de los
gases ideales:

P2 = n2 RT/V
)
Entonces:

) + n RT/V) = (n + n ) RT/V)
PT = P1 + P2= n1 RT/V
2
1
2
es decir la presión total está determinada por el número de moles gaseosos presentes, sin
importar si el total representa a una sustancia o a una mezcla.
EJERCICIO RESUELTO
¿Qué presión, en atmósferas, ejerce una mezcla de 2 g. de H2 y 8 g de N2 encerrados en
un recipiente de ,10 l. a 273 K .
Cálculo del número de moles de cada componente :
2 g. de H2 ___________ 1 mol
28 g. de N2 ___________ 1 mol
8 g. " " ___________ x = 0,256 moles
Número de moles totales = 1,256 moles
0,082 l.atm/ K.mol . 273 K . 1,256 moles
PT 
 2,79 atm
10 l.
Dividiendo PA por PT:
PA
nA . RT / V
n
=
 A
PB
nT . RT / V
nT
8
la relación nA/nT se conoce como fracción molar de A y se suele representar como x A.
Sustituyendo en la ecuación anterior:
PA = xA .PT
En otras palabras la presión parcial de un gas en una mezcla es igual a su fracción molar
multiplicada por la presión total.
Teoría cinética de los gases
El hecho de que la ley de los gases ideales se aplica a todos los gases indica que
el estado gaseoso es un estado relativamente sencillo de estudiar. Los gases deben tener
propiedades comunes que les hace seguir la misma ley. Maxwell, Boltzmann y Clausius
desarrollaron la teoría cinética de los gases para explicar las similitudes en el
comportamiento de los gases.
Postulados:
1. Los gases constan de partículas que se están moviendo continuamente al azar
produciendo choques entre ellas y la pared del recipiente.
2. Las colisiones moleculares son elásticas, es decir durante los choques no hay pérdida
de energía.
3. La energía cinética media de un gas es proporcional a la temperatura absoluta. Para
una temperatura dada la energía media es la misma para todos los gases. La energía
asociada al movimiento de las partículas está relacionado con su velocidad por la
ecuación:
Ec = m v2 /2 = c T,
donde m es la masa de las partículas, v es su velocidad, T la temperatura absoluta y c es
una constante igual para todos los gases.
4. Se considera que las partículas son puntuales (no ocupan volumen) y no existen
fuerzas atractivas entre ellas.
La teoría cinético-molecular permite comprender tanto la presión como la
temperatura a nivel molecular. La presión de un gas es provocada por el choque de las
partículas del recipiente y está determinada por la frecuencia de los choques por unidad
de área y por el impulso impartido por la colisión. Esto es por la frecuencia y la fuerza
con que las moléculas chocan con las paredes. La temperatura absoluta de una sustancia
se mide por el promedio de las energías cinéticas de sus moléculas; y el cero absoluto es
la temperatura a la cual la energía cinética promedio es cero.
Ley de difusión de Graham
La capacidad de un gas para mezclarse espontáneamente y de esparcirse a través
de otro gas se conoce como difusión. La velocidad de difusión es directamente
proporcional a la velocidad media de las moléculas del gas. Así, las velocidades de
difusión de dos gases A y B, del mismo recipiente y a la misma presión están en la
misma relación que sus velocidades medias:
velocidad de difisión de A
velocidad media de las moléculas A vA
=
=
velocidad de difusión de B
velocidad media de las moléculas B vB
Como habíamos visto anteriormente, si los dos gases están a igual temperatura:
9
mA.vA2 / 2 = mB.vB2 / 2 = c.T
de donde
vA2 /vB2 = mB/mA = PMB/PMA
despejando de esta última la relación vA/vB y sustituyendo en la primera:
velocidadde difusión de A

velocidad de difusión de B
PMB
PMA
Esta ley nos da un método de determinación de pesos moleculares. Se compara la
velocidad de difusión de un gas con la de otro de peso molecular conocido.
Generalmente lo que se hace es medir el tiempo necesario para que cantidades iguales
de gases difundan en las mismas condiciones de presión y temperatura. Por tanto:
tiempoB
velocidadA
=
=
tiempoA
velocidadB
PMB
PMA
EJERCICIO RESUELTO
En un experimento se necesitaron 45 segundos para que un cierto número de moles de
un gas X, pasen al vacío a través de un orificio. En las mismas condiciones el mismo
número de moles deAr tardó 28 segundos. Calcular el peso molecular de X.
Tiempo Ar
28 seg
PMAr
=
=
T iempo X
45 seg
PMX
Elevando todo al cuadrado: PMAr/PMX = (28/45)2 = 0,39
PMx = PMAr/0,39 = 39,9 g/mol / 0,39 = 1,0.10 2g/mol
Gases reales
Los gases reales no cumplen exactamente las leyes de los gases ideales. A bajas
presiones y a temperaturas moderadamente elevadas, se cumplen aproximadamente las
leyes de Boyle, Gay-Lussac y Avogadro, tal como se expresan en la forma de la
ecuación PV = RT para 1 mol de gas, pero a medida que aumenta la presión o
disminuye la temperatura aparecen desviaciones manifiestas del comportamiento ideal.
Para un gas ideal que cumple la ley de Boyle, el efecto de la presión sobre el
producto PV/RT se representaría mediante una recta horizontal punteada en la siguiente
figura:
10
Es evidente de la observación de esta figura, que los gases reales presentan
desviaciones notables del comportamiento ideal, especialmente a presiones elevadas. A
presiones del orden de 1 atm o menores, la desviación de la ley de Boyle es
generalmente pequeña.
Las curvas de la siguiente figura muestran los valores relativos de PV para el
nitrógeno, representados en función de la presión para varias temperaturas; se ve
claramente el cambio de forma de las curvas con el aumento de temperatura:
Las leyes de los gases ideales fueron deducidas de la teoría cinética en base a
dos importantes suposiciones que el volumen de las moléculas es despreciable en
comparación con el volumen total del gas, y que las moléculas no se atraen
mutuamente. Debido a que
ninguna de estas dos suposiciones se puede considerar aplicable a los gases reales, éstos
presentan desviaciones del comportamiento ideal. En realidad las moléculas poseen un
volumen efectivo, y fuerzas de atracción mutua y repulsión entre ellas.
Para adaptar la ley de un gas ideal al comportamiento de los gases reales deben
tenerse en cuenta las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. Una de las
tentativas más simples y útiles en este sentido fue realizada por Van der Waals (1873)
según los lineamientos siguientes: Considérese una molécula en el interior de un gas; se
halla rodeada por otras moléculas igualmente distribuidas en todas las direcciones de
modo que no ejercen fuerza de atracción resultante sobre la molécula considerada. A
medida que la molécula se acerca a la pared del recipiente que la contiene, la
11
distribución media uniforme de las moléculas cambia a otra en la cual las moléculas del
gas se encuentran de un solo lado, de manera que se ejerce una fuerza que tiende a
empujar la molécula hacia adentro. Se deduce, por esto, que en el momento en que
cualquier molécula va a chocar con la pared del vaso, contribuyendo así a la presión
total del gas, las moléculas en el seno del gas ejercen una fuerza cuyo efecto es
separarla de la pared. La presión medida es así menor que la presión ideal deducida
simplemente de la teoría cinética. En consecuencia, es necesario sumar un término de
corrección a la presión observada para obtener la presión ideal, esto es, la presión que
ejercería un gas ideal en las mismas condiciones.
La fuerza de atracción que se ejerce sobre una sola molécula en el momento de
chocar contra la pared es proporcional al número n de moléculas por unidad de volumen
de la masa total del gas. Además, el número de moléculas que chocan contra las paredes
es también proporcional a este número, así que la fuerza de atracción total, que está
relacionada con el término de corrección que debe agregarse a la presión medida, es
proporcional a n . Si V es el volumen ocupado por 1 mol de gas, n es inversamente
proporcional a V, y por lo tanto la fuerza de atracción variará como 1/V. El término de
corrección puede representarse por a/V, donde a es una constante, de modo que:
a
presión corregida (ideal ) = P + 2
V
P es la presión real (observada) del gas.
El efecto de las fuerzas de atracción y repulsión combinadas es dar a las
moléculas un tamaño apreciable, y por lo tanto, el espacio disponible para su
movimiento es menor que el volumen real medido V del gas. Para obtener el volumen
ideal, es necesario restar del volumen total un término de corrección apropiado; este
término se llama covolumen y por varios procedimientos se ha demostrado que equivale
al cuádruplo del volumen real de las moléculas, se lo indica con el símbolo b. Por lo
tanto:
Volumen corregido (ideal) = V - b
Puede admitirse que el producto de la presión ideal por el volumen ideal, que se
acaba de deducir, es igual a nRT, como en los gases ideales; por lo tanto, es razonable
escribir :
(P + n2a/V2) (V – nb) = nRT
Esta es la ecuación de van der Waals, una de las ecuaciones de estado más simples y
mejor conocida que se ha propuesto para gases reales.
12