Comportamiento de los Gases Reales: Aprende los conceptos clave y las leyes de la termodinámica que explican las desviaciones de los gases ideales.
Comportamiento de los Gases Reales | Conceptos Clave y Leyes de la Termodinámica
En la física y la química, los gases reales son aquellos que no siguen exactamente las leyes ideales debido a las interacciones entre sus moléculas. Aunque el gas ideal es un concepto teórico que simplifica muchas situaciones, los gases reales presentan desviaciones que requieren una consideración más profunda y precisa a través de las leyes de la termodinámica y ecuaciones de estado avanzadas.
¿Qué es un Gas Real?
Un gas real es un gas que tiene en cuenta tanto los volúmenes finitos de las moléculas como las fuerzas intermoleculares que existen en él. A diferencia del comportamiento idealizado descrito por la Ecuación de Estado de los Gases Ideales, las moléculas en un gas real tienen dimensiones físicas y atraen o repelen a otras moléculas en función de la distancia entre ellas.
La ecuación de los gases ideales es muy utilizada por su simplicidad y se expresa como:
\[ PV = nRT \]
donde:
- P es la presión.
- V es el volumen.
- n es el número de moles del gas.
- R es la constante universal de los gases.
- T es la temperatura en Kelvin.
Teoría Cinética de los Gases
La teoría cinética molecular busca explicar las propiedades macroscópicas de los gases en términos de su comportamiento microscópico. Asume que los gases están compuestos de un gran número de moléculas en movimiento constante, en línea recta y colisionando entre sí y con las paredes del recipiente.
En un gas ideal, estas colisiones se consideran perfectamente elásticas, sin interacción entre las moléculas fuera de estas colisiones. Sin embargo, en un gas real, las colisiones pueden no ser perfectamente elásticas y las fuerzas atractivas (Van der Waals) y repulsivas llegan a ser significativas, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas.
Ecuación de Van der Waals
Para entender mejor el comportamiento de los gases reales, Johannes Diderik Van der Waals propuso una ecuación de estado que modifica la ecuación de los gases ideales:
\[ (P + \frac{a}{V_m^2})(V_m – b) = RT \]
donde:
- P es la presión.
- V_m es el volumen molar.
- R es la constante de los gases.
- T es la temperatura en Kelvin.
- a es una constante que corrige la atracción intermolecular.
- b es una constante que corrige el volumen finito de las moléculas.
Las constantes a y b son específicas para cada gas y reflejan la fuerza de la interacción intermolecular y el tamaño de las moléculas, respectivamente.
Principios de la Termodinámica y Gases Reales
La termodinámica proporciona un marco esencial para comprender cómo se comportan los gases reales. Las leyes de la termodinámica son principios fundamentales que describen las relaciones entre las propiedades macroscópicas de los sistemas físicos.
Primera Ley de la Termodinámica
La primera ley de la termodinámica, también conocida como el principio de conservación de la energía, establece que la energía no puede ser creada ni destruida, solo transformada de una forma a otra. Matemáticamente se expresa como:
\[ \Delta U = Q – W \]
donde:
- \Delta U es el cambio en la energía interna del sistema.
- Q es el calor añadido al sistema.
- W es el trabajo realizado por el sistema.
Para un gas real, la energía interna y el trabajo realizado deben tener en cuenta no solo las energías cinéticas de las moléculas, sino también las energías potenciales debido a las fuerzas intermoleculares.
Segunda Ley de la Termodinámica
La segunda ley de la termodinámica establece que en cualquier proceso espontáneo, la entropía total de un sistema aislado siempre aumenta. En otras palabras, los procesos naturales tienden a aumentar el desorden y la dispersión de energía.
Para los gases reales, esta ley implica que es imposible convertir totalmente el calor en trabajo sin perder energía en forma de calor a los alrededores, y las interacciones intermoleculares juegan un papel vital en estos procesos.
Tercera Ley de la Termodinámica
La tercera ley de la termodinámica establece que a medida que la temperatura de un sistema se aproxima al cero absoluto, la entropía de un cristal perfecto se aproxima a un valor mínimo constante (que puede ser cero). En el contexto de los gases reales, se requiere un análisis más complejo para describir la entropía debido a las interacciones intermoleculares incluso a temperaturas muy bajas.