1. J. D. Van der Waals
“Ecuación de los Estados”

2. Gases y Líquidos
• Demuestra que estos dos estados son de
la misma naturaleza, estableciendo que
sus partículas tienen un tamaño no
despreciable y estudiando el
comportamiento de sus fuerzas
intermoleculares.
• Modificación de la “ley de los gases
ideales”, para estudiar mas precisamente
el comportamiento de los “gases reales”
y sus partículas.

3. Donde:
• p es la presión del fluido.
•V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido.
•a mide la atracción entre las partículas.
• b es el volumen disponible de un mol de partículas.
• n es el número de moles.
•R es la constante del “gas ideal (8.31 J/mol*k)”.
•T es la temperatura, en kelvin.

4. Utilización y estudio de la ecuación.
Cuando la presión y la temperatura
son altas las moléculas están mas
cerca unas de otras y el volumen libre
por el que pueden moverse es menor
que el volumen del recipiente.
Ahora si interaccionan unas con otras y esta interacción disminuye la
fuerza de los choques contra las paredes De manera que si medimos
la presión resulta ser mas baja que las que resultaría sin fuerzas
intermoleculares al obtener un valor mas bajo para la presión el
volumen resultante debería ser mayor que el esperado.

5. En la Grafica se muestra las isotermas calculadas a partir de la ecuación de
Van der Walls. A la temperatura crítica Tc, la isoterma presenta un punto de
inflexión; a temperaturas más bajas se presenta un máximo y un mínimo y a
altas temperaturas las isotermas se asemejan a las del gas ideal. En la zona
de dos fases, esta gráfica predice tres valores para el volumen para una
misma presión. Las secciones AB y CD se pueden lograr en forma
experimental y corresponden a estados de líquido sobrecalentado (AB) y de
vapor subenfriado(CD) y son estados meta estables. La sección BC es un
estado inestable.

6. Procesos del Gas Ideal
En este proceso el volumen permanece constante, ∆V=0; por
consecuente no hay ningún desplazamiento, por lo cual el trabajo
en este es nulo, W = 0.
Basándose en:

7. En este proceso termodinámico el gas se expande o contrae y
La presión en el mismo permanece constante, así que la presión
En un estado será la misma que el otro, P1=P2. La primera ley
De termodinámica para este caso:

8. • Una expansión isotérmica es un proceso en el cual
un gas se expande (o contrae), manteniendo la
temperatura constante durante dicho proceso, es
decir que T1 = T2 para los estados inicial y final del
proceso isotérmico. Primer principio de
termodinámica:

9. Durante un proceso adiabático, la transferencia de calor hacia el
sistema o proveniente de él es cero. El cambio de presión con respecto
al volumen obedece la ley. El sistema no gana ni pierde calor, es decir,
Q = 0. Este proceso puede realizarse rodeando el sistema de material
aislante o efectuándolo muy rápidamente, para que no haya
intercambio de calor con el exterior.
En consecuencia,

10. Transferencia del Calor
• Conducción: Se realiza a través de colisiones moleculares. Conforme
se calienta el extremo de un objeto, las moléculas en ese lugar se mueven
cada vez mas rápido. Conforme chocan con sus vecinas que se mueven mas
lentamente, transfieren parte de su energía cinética a esas moléculas, cuya
rapidez aumenta. Experimentalmente se encuentra que el flujo de calor Q
durante un intervalo t esta dado por:
Q ∕ t = kA [ (T1-T2) / L ]
donde A es el área transversal del objeto, L es la distancia entre los dos
extremos, que están a temperaturas T1 y T2, y k es una constante llamada
conductividad térmica, característica del material.
• Convección: Es el proceso mediante el cual el calor fluye por el
movimiento en masa de las moléculas desde un lugar hasta otro. Implica el
movimiento de grandes cantidades de moléculas a través de grandes
distancias. Por ejemplo las corrientes oceánicas representan convección
natural a escala mundial. El viento es otro ejemplo de convección, y el clima es
resultado de corrientes de aire convectivas.

11. • Radiación: A diferencia de la conducción y convección, la radiación
ocurre sin medio alguno. Un ejemplo claro es la transferencia de energía
calorífica del Sol (6000 K) hacia la Tierra. La radiación consiste
principalmente en ondas electromagnéticas.
La tasa a la que un objeto radia energía es proporcional a la cuarta potencia
de la temperatura Kelvin, T. Es decir, un cuerpo a 2000 K, en comparación
con uno a 1000 K, radia energía a una tasa de 2^4 = 16 veces mas. La tasa de
radiación también es proporcional al area A del objeto emisor, de modo que
la tasa a la que la energía deja el objeto, ∆Q/ ∆t, es:
∆Q/ ∆t = eð AT^4
Ecuación de Stefan- Boltzman, y ð es la constante que tiene el valor:
ð = 5.67*10^-8 W/m² * K^4
El factor e, llamado emisividad, es un numero entre 0 y 1 que es
característico de la superficie del material que radia.

12. Energía Cinética Molecular
• Un gas ideal puede ser descrito como una colección de objetos que no interactúan en
una caja. Estas moléculas independientes no son rígidos. Es decir, no existe una fuerza
de largo alcance y la energía potencial consiguiente entre ellos. Tienen energía cinética,
que rebotan elásticamente en las paredes de la caja, y cuando se le permite a chocar
elásticamente, compartirán su energía cinética entre sí. Además, sus colisiones con las
paredes ejercer presión sobre las paredes de la caja. Cuando se añade energía a un gas
haciendo el trabajo en el gas o mediante la adición de energía térmica, la temperatura
aumenta. No es sorprendente, entonces, la temperatura está simplemente relacionada
con la energía interna del gas, que es la suma de las energías cinéticas de las moléculas
en el gas. Desde la temperatura de vista microscópico es proporcional a la energía
cinética media de una sola molécula del gas. Esto es:
3/2 kT = <1/2 mv^2> = <Energía Cinética por molécula> (para un gas monoatómico).
• Una vez más, K es la constante de Boltzmann, k = 1,38 x 10-23 JK-1 (molécula) . El total
de la energía interna del gas de N moléculas es luego
U = N <1/2 mv2> = 3/2 NKT = 3/2 nRT
• Y para un pequeño cambio en la energía interna, dU = 3/2 Nk dT dT = 3/2 nR. Observe que
tanto U sólo depende de la temperatura del gas, y no en la presión o de volumen.