Ecuación de Van der waals unidades a y b
En física, química e ingeniería química, la ecuación de van der Waals es una ecuación de estado para un fluido compuesto por partículas que tienen un tamaño distinto de cero y una fuerza de atracción entre partículas por pares (como la fuerza de van der Waals). Fue derivada por Johannes Diderik van der Waals en su tesis doctoral (Leiden 1873)[1] mediante la modificación de la ley de los gases ideales. La importancia de este trabajo radica en el reconocimiento de que la fase gaseosa y líquida de una sustancia se transforman continuamente la una en la otra. Por encima de la temperatura crítica ni siquiera hay diferencia entre la fase gaseosa y la líquida, por lo que es propio hablar de la ecuación de un fluido, término genérico para líquido y gas.
La ecuación de Van der Waals se obtiene modificando la ley de los gases ideales. En la ecuación se incluyen las dos propiedades mencionadas anteriormente: (i) las partículas que constituyen el fluido no son masas puntuales, sino esferas incompresibles de radio distinto de cero, y (ii) las esferas se atraen entre sí.
Consideremos un recipiente de volumen V lleno de n moles de partículas (átomos o moléculas) de un mismo compuesto. Si la presión es p y la temperatura absoluta es T, la ecuación de Van der Waals es la siguiente
Densidad de la ecuación de Van der waals
En los procesos termodinámicos, los gases se suelen considerar como gases ideales por simplicidad. Según la masa de gas encerrada en un determinado volumen, este gas genera una determinada presión en función de la temperatura. La relación entre la masa del gas m, el volumen del gas V, la temperatura del gas T y la presión del gas resultante p se describe mediante la llamada ley de los gases ideales (en la que Rm denota la constante universal de los gases, que es independiente del tipo de gas):
Los gases ideales se basan en la suposición de que las moléculas del gas son masas puntuales, es decir, que no tienen expansión espacial. Sin embargo, las moléculas de los gases reales tienen un determinado volumen (tamaño) que hay que tener en cuenta. Además, en la concepción de los gases ideales, se supone que no actúan fuerzas de atracción entre las moléculas. Sin embargo, en la realidad, las partículas del gas se influyen mutuamente mediante su atracción.
Tanto el tamaño de las moléculas del gas como su atracción mutua hacen necesaria una modificación de la ley de los gases ideales a la hora de describir los gases reales. El resultado final es la llamada ecuación de Van der Waals, que se describe con más detalle a continuación.
Constantes de Van der Waals
Un gas es una forma de materia en la que las moléculas son libres de moverse. Un gas ideal es un gas ficticio en el que las moléculas del gas no se atraen entre sí y son tan pequeñas que su tamaño no afecta a su comportamiento. La ley de los gases ideales se utiliza para relacionar varias propiedades de los gases ideales.
Sin embargo, los gases en la realidad no son ideales y la ecuación de van der Waals ajusta la ley de los gases ideales para tener en cuenta los efectos de las fuerzas que las moléculas del gas ejercen entre sí (conocidas como fuerzas de van der Waals) y el volumen de las propias moléculas del gas.
En la ecuación de van der Waals, los valores de a y b serán únicos para cada gas. Como la ecuación de van der Waals tiene en cuenta las propiedades únicas de cada gas, describe con mayor precisión las propiedades de los gases reales.
¿Por qué es importante la ecuación de van der Waals? La ecuación de van der Waals recibe su nombre del científico que la formuló, el físico holandés Johannes Diderik van der Waals. Van der Waals formuló su ecuación en 1873 y la utilizó para explicar su teoría de por qué los gases se comportan de forma diferente a altas presiones.
Calculadora de la ecuación de Van der waals
Elizabeth, terapeuta de masaje con licencia, tiene un máster en Zoología por la Universidad Estatal de Carolina del Norte, otro en SIG por la Universidad Estatal de Florida y una licenciatura en Biología por la Universidad de Eastern Michigan. Ha enseñado Ciencias Físicas y Biología a nivel universitario.
Los gases reales se comportan de forma diferente en condiciones no ideales, como alta presión, alta densidad o baja temperatura. Utiliza la ecuación de Van der Waals para explicar la diferencia de volumen y las fuerzas de atracción entre las moléculas.
Uso de la ecuación de Van der WaalsEsta nueva ecuación se llama ecuación de Van der Waals, en honor al científico holandés Johannes van der Waals, que realizó un gran trabajo para averiguar cómo se comportan los gases reales. Aunque esta ecuación tiene un aspecto diferente al de la ley de los gases ideales, puedes resolverla de la misma manera siempre que conozcas las demás variables. La diferencia es que también necesitas conocer los valores de las constantes a y b, que, por suerte para nosotros, están disponibles y se pueden buscar fácilmente. Para ver cómo se comportan los gases reales, empecemos con un ejemplo sencillo utilizando la ley de los gases ideales. Digamos que tenemos el gas CO2. Tenemos 1,00 moles (n), a 273 K (T), y está en un recipiente con un volumen de 22,4 L (V). Para resolver la presión (P), simplemente reordenamos la ecuación y hacemos los cálculos. Lo que encontramos es que