La ley de los gases ideales
Las ciudades, los estados y los países tienen leyes diferentes. Esto se debe a que lo que funciona para algunos lugares no funciona para otros. No querrá que el límite de velocidad en medio de una ciudad concurrida sea el mismo que en la carretera porque eso no tiene sentido.
Sin embargo, las leyes científicas son diferentes. Las llamamos leyes porque han sido estudiadas y experimentadas de principio a fin, ayudándonos a comprender, predecir y explicar fenómenos naturales como la gravedad. Sin embargo, de vez en cuando, al igual que los límites de velocidad, estas leyes solo tienen sentido en determinadas circunstancias, que llamamos condiciones «ideales». Cuando esto sucede, podemos ajustar la ley ligeramente para que nos ayude a comprender los fenómenos en condiciones no tan ideales.
Encontramos que esto es cierto con los gases. Como aprendimos en otra lección, la ley de los gases ideales, que es la ley científica que describe el comportamiento de los gases, se escribe como PV = nRT . En esta ecuación, P es la presión del gas; V es el volumen del recipiente que contiene el gas; n es el número de moles de gas; R es la constante del gas ideal (la misma para todos los gases); y T es la temperatura del gas.
La mayoría de las veces, esta ley es justo lo que necesitamos para comprender el comportamiento de un gas. Llamamos gases ideales a los que pueden ser descritos por la ley de los gases ideales . En condiciones ideales, podemos usar esta ecuación para encontrar la presión, el volumen, el número de moles o la temperatura de un gas siempre que sepamos las otras variables que faltan.
Sin embargo, un gas puede actuar de manera diferente en condiciones no tan ideales, como presiones y densidades realmente altas o temperaturas muy bajas. Estos gases que exhiben diferentes propiedades en condiciones extremas se conocen como gases reales . Y para describir este comportamiento, necesitamos desviarnos ligeramente de la ley de los gases ideales y usar una versión modificada de la ecuación.
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Supuestos de comportamiento de los gases
Por suerte para nosotros, ¡el trabajo aquí ya está hecho! El científico holandés Johannes van der Waals se dio cuenta de que había un problema con dos de los supuestos que son inherentes a la ecuación del gas ideal. La primera suposición es que las moléculas de un gas constituyen una cantidad insignificante del volumen total de ese gas. El segundo supuesto es que la atracción entre las moléculas de un gas también es insignificante.
Comencemos con la primera suposición. En circunstancias normales, podemos seguir este supuesto y utilizar la ecuación del gas ideal para describir el comportamiento del gas. Pero a medida que se comprime un gas, el volumen total dentro del contenedor se reduce. Las moléculas del gas también se vuelven más significativas en términos de la cantidad de espacio que ocupan en relación con el espacio total de ese contenedor.
Piénselo de esta manera: todos los automóviles en los EE. UU. Están actualmente repartidos por todo el país, por lo que cada automóvil individual solo ocupa una cantidad insignificante de espacio en relación con el espacio total disponible. Pero si colocara todos los autos en los EE. UU. En el estado de Rhode Island, ¡el espacio que ocupan de repente se vuelve bastante significativo en comparación con el espacio total disponible! El volumen de cada automóvil ya no se puede despreciar, y lo mismo ocurre con las moléculas de gas.
La compresión de un gas también nos obliga a reexaminar el segundo supuesto. Esto se debe a que, de hecho, las moléculas de gas se atraen entre sí, especialmente cuando están muy juntas. Es como tener una gran sala llena de gente que no se conoce. Al principio, están nerviosos, por lo que tal vez solo una o dos personas se comuniquen en el centro de la habitación. Pero si hiciera la habitación más pequeña para que todas las personas se vieran obligadas a acercarse entre sí, se inician más conversaciones y es menos probable que las personas se extiendan a lados opuestos de la habitación para evitarse entre sí.
Lo mismo ocurre con las moléculas de gas. A medida que se comprime un gas, las moléculas se acercan entre sí y se atraen más entre sí. Esto también significa que hay menos presión sobre el recipiente porque las moléculas se apiñan en el medio en lugar de volar golpeando las paredes.
¿Cuáles son las propiedades físicas de los gases nobles?
La ecuación de Van Der Waals
Entonces, ¿qué podemos hacer para ajustar la ley de los gases ideales para los gases reales? Volvemos a analizar nuestras dos suposiciones sobre las moléculas de gas. Primero, dado que las moléculas tienen volumen, necesitamos deducirlo del volumen total del recipiente. Entonces, en lugar de solo V , ajustamos la variable para que tengamos V-nb . Aquí, n es el número de moléculas en moles (ya que es proporcional al volumen que toman), y b es una constante que es diferente para cada gas igual al volumen que ocupa un mol de partículas de ese gas.
Entonces, con este primer ajuste, la ecuación ahora se ve así: P (V-nb) = nRT . ¡Pero aún no hemos terminado! Todavía tenemos que ajustarnos a la atracción entre las moléculas. Para hacer esto, agregamos otro término a la presión en la ecuación, que parece un poco desordenado pero en realidad no es tan malo. El nuevo término es un 2 / V 2 . V sigue siendo el volumen y n sigue siendo el número de moles de gas; a es simplemente otra constante derivada experimentalmente (y es diferente para cada gas, al igual que b ) relacionada con el grado de atracción entre las moléculas.
Una vez que juntamos todo esto, nuestra ecuación terminada se ve así: ( P + an 2 / V 2 ) ( V-nb ) = nRT . No tan mal, ¿verdad? A esto lo llamamos la ecuación de van der Waals en honor a todo el arduo trabajo que hizo por nosotros.
Una pregunta que puede preguntarse que es la razón por las dos constantes, una y b , son diferentes para cada gas. Bueno, diferentes gases tienen moléculas de diferentes tamaños. Entonces, la constante b se relaciona con los diferentes volúmenes que tendrán estas moléculas. El grado de atracción, a , también es diferente porque algunas moléculas se atraen más entre sí que otras, por lo que necesitamos un número específico para cada gas.
Resumen de la lección
El uso de la ley de los gases ideales es a menudo una forma perfecta de resolver la presión, la temperatura, el volumen o el número de moles de un gas determinado. En condiciones ideales, esta ecuación funciona porque podemos suponer que las fuerzas de atracción de las moléculas de gas, así como el volumen de esas moléculas, son insignificantes. Sin embargo, en condiciones extremas, como presiones muy altas o temperaturas muy bajas, debemos dejar de lado estos supuestos y tener en cuenta el volumen y la atracción de las moléculas de gas.
¿En qué condiciones reaccionan los gases nobles?
Esto se debe a que estos dos factores se vuelven más importantes en condiciones extremas, como tomar todos los autos en los EE. UU. Y ponerlos en una ciudad o empujar a un grupo de asistentes a la fiesta en una habitación más pequeña. De repente, hay menos espacio en general, por lo que el volumen relativo y las fuerzas de atracción de las moléculas tienen un efecto mayor.
El científico holandés Johannes van der Waals se dio cuenta de que había un problema con los dos supuestos que acompañan a la ecuación del gas ideal. Usando lo que ahora llamamos la ecuación de van der Waals y las constantes de gas conocidas, podemos resolver fácilmente cualquiera de las mismas variables que usaríamos usando la ley de los gases ideales. La diferencia es que, gracias a él, también podemos comprender el comportamiento del gas en condiciones menos que ideales.
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