Este documento describe las desviaciones del comportamiento de los gases reales de la ley de los gases ideales. Los gases reales no siguen perfectamente la relación de presión, volumen y temperatura dada por la ecuación de los gases ideales. El factor de compresibilidad depende de la temperatura y la presión y no es igual a uno como en los gases ideales. La ecuación de Van der Waals mejora la descripción de los gases reales al tener en cuenta el volumen molecular y las fuerzas de atracción entre moléculas.

1. GASES REALES

2.  Presión, Volumen y Temperatura, no confirman la relación 𝑝 𝑉 = 𝑅𝑇
 La razón entre el volumen molar observado y el volumen molar ideal
Se presenta gráficamente en función de la presión a temperaturas
constantes.
Z=1 para gases ideales y no depende de la temperatura ni presión
Z= Z f(T,p) depende de la temperatura y presión

3. Desviaciones del comportamiento ideal

4. Modificación de la ecuación del Gas Ideal
Un gas real se comporta como ideal a temperaturas
elevadas y a presiones bajas
Las leyes de los gases ideales fueron deducidas de la teoría
cinética en base a dos importantes suposiciones que el
volumen de las moléculas es despreciable en comparación
con el volumen total del gas y que las moléculas no se
atraen mutuamente.
En realidad las moléculas poseen un volumen efectivo y
fuerzas de atracción mutua y repulsión entre ellas.

5. La ecuación predice que a medida que la presión se hace
infinita el volumen molar se aproxima al valor limite b, esta
predicción concuerda mejor con la experiencia que la ley del
gas ideal, la cual considera que el volumen molar se
aproxima a cero a presiones altas.
𝑉 = 𝑏 +
𝑅𝑇
𝑃
Ec(1)

6. donde:
P = la presión del fluido,
V = el volumen total del recipiente en que se encuentra el
fluido,
a = mide la atracción entre las partículas ,
b = el volumen disponible de un mol de partículas ,
n = el número de moles,
R = la constante universal de los gases ideales,
T = la temperatura, en kelvin.

7.  Por encima de la temperatura crítica la ecuación de Van der Waals es
una mejora de la ley del gas ideal, y para temperaturas más bajas la
ecuación es también cualitativamente razonable para el estado líquido
y estado gaseoso a baja presión. Sin embargo, el modelo Van der Waals
no es adecuado para los cálculos cuantitativos rigurosos.
Z esta corregido para el termino p2

8. Si T temperatura es baja
𝑎
𝑅𝑇
será mayor
que b la pendiente de Z es negativa.
A medida que aumenta la temperatura
𝑎
𝑅𝑇
b se hace menor
Si la temperatura es extremadamente
alta Z vs P tiende a cero.
A cierta temperatura intermedia
TB temp. de Boyle la pendiente
inicial tiende que ser cero
𝑇𝐵 =
𝑎
𝑅𝑏
Por tanto a la temperatura de Boyle, el gas
real se comporta idealmente en un amplio
intervalo de presiones.

9. Isotermas de un Gas Real

11. Isotermas de la ecuación de Van der
Waals

13. Condiciones criticas
Ec(1)

17. Principios de los estados
correspondientes

19. punto crítico es aquel límite para el cual
el volumen de un líquido es igual al de
una masa igual de vapor

21. Ecuaciones de Estado

24. Gases Reales - Otras Ecuaciones de estado
 Berthelot (1898)
Mejor que van der Waals a presiones no mucho mayores a 1
atm
a es constante
 van der Waals (1873)
 Dieterici (1899)
p 
n2
a
TV2





(V nB)  nRT
p 
nRT
V  nb
 a
n
V






2

RT
Vm
 b

a
Vm
2
p 
RTe a/ RTVm
Vm
 b

25. La serie virial
 El factor de compresibilidad también se puede escribir como
una seria de potencias con la presión:
z = 1 + Bp + Cp2 + Dp3
 Esta ecuación es menos fundamental que la anterior pero
tiene la ventaja de que puede resolverse explícitamente
para el volumen. La forma más usada es:
pVm = RT + bp +gp2 + dp3 + …
 Debería ser obvio que estos conjuntos de coeficientes
viriales están relacionados como
b = BRT, g = CRT, d = DRT, …
 Puede mostrarse que b = B y g = C – B2/RT

26. Estimación de los coeficientes viriales
 Si se conocen los coeficientes de Beattie-Bridgeman:
 Si no se tienen a la mano dichos coeficientes, puede calcularse
B(T) del estado crítico del gas:
3
0
0
0
3
0
0
)(
)(
T
cB
bB
RT
aA
TC
T
c
RT
A
BTB








 2
2
6
1
128
9
)(
T
T
p
RT
TB c
c
c