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Gases Ideales

Gases Reales

Como bases para definir a los gases ideales tenemos que:  No hay fuerzas entre las moléculas de gas  El volumen de las partículas de los gases es insignificante en comparación con el volumen del recipiente que los contiene

Como principales diferencias de los gases reales con los gases ideales tenemos:  Existen fuerzas de atracción entre las moléculas del gas las cuales  El volumen de las moléculas de gas no es despreciable y por aumenta según el número de moléculas del gas

Los gases ideales se explican de acuerdo a la teoría cinético-molecular de los gases según las siguientes condiciones:   

Un gas está compuesto por muchas moléculas de tamaño despreciable (comparado la distancia entre ellas). Las moléculas de un gas interacción entre si con y con las paredes del recipiente con choques elásticos. Como cada molécula tiene una velocidad propia se puede hallar una energía cinética promedio de todas las moléculas la cual es proporcional a la temperatura que vendría a ser una consecuencia del movimiento de estas moléculas.

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De los enunciados mostrados se plantea la siguiente ecuacion de los gases ideales: P.V = n.T.R P= presion, V= volumen, n= nro de moles, T=temperatura, R= constante 

Una aproximación de un gas ideal es un gas a altas temperaturas y presiones bajas.

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Si bien para los gases ideales se asume que no existen en fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas del gas, en la realidad, sabemos que existen las fuerzas Van der Waals las cuales crearían una fuerza de atracción entre las moléculas del gas haciendo que algunas moléculas que se encuentran rodeadas por otras no tengan una resultante de fuerza significativa por lo tanto no afectarían o lo harían en bastante menor medida a la presión total del gas haciendo que esta disminuya. De esta forma la presión real es mayor a la presión ideal. Las moléculas reales no tienen volumen despreciable por lo tanto al volumen ideal se le tendría que aumentar el volumen total de las moléculas que conforman el gas y así se deduce que el volumen real es mayor al volumen ideal. Luego, Van der Waals relacionaría la variación de volumen y presión ideal a real con el número de moles del gas tenemos la ecuación de los gases reales: