Ecuación de Van der Waals | Química | Khan Academy en Español

Summary

En este video, se explora cómo la ley de los gases ideales no siempre se aplica a los gases reales, especialmente cerca de su punto de condensación. Se introduce la ecuación de Van der Waals, que ajusta la ley ideal para tener en cuenta las fuerzas intermoleculares de atracción y el volumen de las moléculas. La presión real es modificada para reflejar la atracción entre moléculas, mientras que el volumen real se ajusta para considerar el espacio que ocupan las moléculas. Aunque no es perfecta, la ecuación de Van der Waals ofrece una mejor descripción de los gases reales en comparación con la ley de los gases ideales.

Takeaways

• 😀 Los gases ideales se comportan como si no existieran fuerzas entre sus moléculas y el volumen de las moléculas es despreciable en comparación con el volumen del contenedor.
• 😀 En la ley de los gases ideales, la presión multiplicada por el volumen es igual al número de moles por la constante de los gases ideales por la temperatura en Kelvin.
• 😀 Los gases reales no siempre cumplen con las suposiciones de los gases ideales, especialmente cerca del punto de condensación, debido a las fuerzas de atracción entre las moléculas.
• 😀 Las fuerzas de atracción, como las de Van der Waals, modifican el comportamiento de los gases reales, haciendo que la presión real sea menor que la presión ideal.
• 😀 Vander Waals sugirió que la presión real podría describirse como la presión ideal menos una constante relacionada con la densidad de las moléculas.
• 😀 La constante 'a' en la ecuación de Van der Waals se usa para modelar las fuerzas de atracción entre las moléculas de gas.
• 😀 La presión real disminuye en comparación con la ideal debido a las interacciones moleculares atractivas, las cuales son más significativas cuando las moléculas están cerca unas de otras.
• 😀 Para adaptar la ecuación de los gases ideales a gases reales, se introduce la idea de que el volumen real de un gas es mayor que el volumen ideal, ya que las moléculas ocupan espacio.
• 😀 El volumen real debe ser mayor que el volumen ideal porque las moléculas ocupan un volumen que debe ser tenido en cuenta para mantener la misma presión.
• 😀 La ecuación de Van der Waals considera tanto las fuerzas de atracción como el volumen ocupado por las moléculas, y aunque no es perfecta, es una mejora respecto a la ley de los gases ideales.

Q & A

¿Qué suposiciones se hacen en la ley de los gases ideales?

En la ley de los gases ideales, se supone que no hay fuerzas entre las moléculas del gas y que el volumen de las moléculas es despreciable comparado con el volumen del contenedor.

¿Por qué la ley de los gases ideales no se aplica completamente a los gases reales?

La ley de los gases ideales no se aplica completamente a los gases reales porque, en los gases reales, las moléculas interactúan entre sí a través de fuerzas como las fuerzas de atracción, especialmente cerca del punto de condensación.

¿Qué aportó Van der Waals al estudio de los gases reales?

Van der Waals desarrolló una ecuación que ajusta la ley de los gases ideales para describir mejor el comportamiento de los gases reales, teniendo en cuenta las fuerzas de atracción entre las moléculas y el volumen finito que ocupan.

¿Cómo se modifica la presión real en comparación con la presión ideal según Van der Waals?

La presión real es menor que la presión ideal debido a las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas, lo que reduce la frecuencia de las colisiones con las paredes del contenedor.

¿Cómo se ajusta el volumen real en la ecuación de Van der Waals?

El volumen real debe ser mayor que el volumen ideal para permitir el espacio ocupado por las moléculas del gas. Este ajuste se considera un factor de tamaño de las moléculas.

¿Qué representa la constante 'a' en la ecuación de Van der Waals?

La constante 'a' en la ecuación de Van der Waals está relacionada con las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas. Cuanto mayor sea 'a', mayor será la interacción atractiva entre las moléculas.

¿Qué implica el término 'b' en la ecuación de Van der Waals?

El término 'b' en la ecuación de Van der Waals se refiere al volumen ocupado por las moléculas del gas. Este factor ajusta el volumen ideal para tener en cuenta el espacio que realmente ocupan las moléculas.

¿Cómo afecta la temperatura al comportamiento de un gas ideal?

En un gas ideal, a medida que la temperatura aumenta, las moléculas se mueven más rápido, lo que lleva a un mayor número de colisiones con las paredes del contenedor y, por lo tanto, a un aumento en la presión si el volumen es constante.

¿Por qué se debe aumentar el volumen real en lugar de mantenerlo constante para un gas real?

Se debe aumentar el volumen real para evitar que las moléculas choquen entre sí más de lo que harían en un gas ideal. Si no se aumenta el volumen, la presión aumentaría innecesariamente debido a estas colisiones adicionales.

¿Es la ecuación de Van der Waals una solución perfecta para los gases reales?

No, la ecuación de Van der Waals no es perfecta, pero proporciona una descripción más realista del comportamiento de los gases reales en comparación con la ley de los gases ideales. Aún se pueden hacer mejoras utilizando modelos computacionales más avanzados.