Modelo de Gas de Van der Waals | Ecuación, Aplicaciones y Límites

El Modelo de Gas de Van der Waals: una explicación clara de su ecuación, aplicaciones prácticas en la física y límites en comparación con gases ideales.

Modelo de Gas de Van der Waals | Ecuación, Aplicaciones y Límites

Modelo de Gas de Van der Waals | Ecuación, Aplicaciones y Límites

El modelo de gas de Van der Waals proporciona una extensión importante a la teoría de gases ideales, describiendo de manera más precisa el comportamiento de los gases reales. Este modelo fue desarrollado por el físico Johannes Diderik van der Waals en 1873 y es fundamental para entender diversas aplicaciones en la física y la ingeniería.

Introducción al Modelo de Van der Waals

En la teoría de gases ideales, se asume que las moléculas no interactúan entre sí y que el volumen de las moléculas es insignificante en comparación con el volumen del recipiente que las contiene. Sin embargo, estas suposiciones no se ajustan a la realidad en muchas situaciones prácticas. Aquí es donde entra en juego el modelo de Van der Waals.

Ecuación de Van der Waals

La ecuación de Van der Waals modifica la ecuación de estado de los gases ideales, \( PV = nRT \), para tener en cuenta las interacciones intermoleculares y el volumen finito de las moléculas. La ecuación es:

\((P + \frac{a}{V^2})(V – b) = RT\)

Aquí cada término tiene un significado específico:

  • P: Presión del gas.
  • V: Volumen molar del gas.
  • R: Constante universal de los gases.
  • T: Temperatura absoluta del gas en Kelvin.
  • a: Termino que ajusta la presión para tener en cuenta las fuerzas de atracción intermoleculares. Específico para cada gas.
  • b: Volumen excluido por mol de las moléculas del gas, relacionado con el tamaño de las moléculas.
  • Al modificar la ecuación de estado de los gases ideales incorporando estos dos términos, la ecuación da una descripción más realista del comportamiento de los gases.

    Interpretación de los Parámetros

    El parámetro a se relaciona con las fuerzas de atracción entre las moléculas. Cuanto mayor sea el valor de a, más significativas serán las fuerzas intermoleculares. Esto implica que los gases con mayores fuerzas de atracción (como ciertos gases polares) tendrán un valor alto de a.

    El parámetro b se asocia con el tamaño de las moléculas del gas. A mayor tamaño, mayor será el valor de b. Este parámetro se utiliza para corregir el volumen ocupado por las moléculas, asumiendo que las moléculas no son puntos ideales sino que ocupan un espacio físicamente significativo.

    Teorías Empíricas y Fundamentales

    La teoría de Van der Waals es una extensión del modelo de gases ideales desarrollado a partir de observaciones empíricas y conocimientos fundamentales sobre las fuerzas intermoleculares de apego (atractivas) y repulsión. Se basa en las siguientes premisas:

  • Las moléculas de un gas no son puntos sin dimensiones sino que tienen un volumen propio.
  • Las fuerzas entre moléculas son significativas y afectan el comportamiento del gas, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas.