ECUACIÓN DE ESTADO TERMODINÁMICO DE LOS GASES DE VAN DER WAALS.

Presentación del tema: "ECUACIÓN DE ESTADO TERMODINÁMICO DE LOS GASES DE VAN DER WAALS."— Transcripción de la presentación:

1 ECUACIÓN DE ESTADO TERMODINÁMICO DE LOS GASES DE VAN DER WAALS

2 Temática a desarrollar Agenda temática: Aspectos a abordar en la exposición ECUACION DE VAN DER WAALS

3 En el año de 1910 en Suecia, la real academia de las ciencias otorgo el premio Nobel de Física al holandés Johannes Diderik Van Der Waals, gracias a que había hecho un trabajo con el nombre de la ECUACIÓN DE ESTADO PARA GASES Y LÍQUIDOS.  ¿Quién es él?  ¿Qué quiere decir eso, de la ecuación de estado para los gases reales?  ¿Porqué le dieron tan distinguido galardón? JHOANNES VAN DER WAALS

4 Fue un físico holandés nacido en Leiden (Holanda meridional) el 23 de noviembre de 1837 y fallecido en Ámsterdam el 8 de marzo de 1923. es conocido por la ecuación del estado de los gases reales (ecuación de Van der Waals) que permite una mayor aproximación a la realidad física que la ecuación de los gases ideales, al tener en cuenta las fuerzas de interacción existentes entre las moléculas; tal aportación le supuso la concesión, en 1910, del Premio Nobel de Física.

5 JHOANNES VAN DER WAALS  En 1866, fue director de una escuela secundaria de La Haya.  El 14 de junio En 1873, obtuvo el grado de Doctor por sus tesis titulada "Over de Continuïteit van den Gas - en Vloeistoftoestand" (Sobre la continuidad de los estados líquido y gaseoso).  En 1876, se convirtió en el primer profesor de física de la Universidad de Ámsterdam. Desarrolló, además, investigaciones sobre la disociación electrolítica, sobre la teoría termodinámica de la capilaridad y sobre estática de fluidos. Estudió así mismo las fuerzas de atracción de naturaleza electrostática (fuerzas de Van der Waals).

6 Relaciona Se mide

7 LEY DE BOYLE-MARIOTTE Durante la segunda mitad del siglo XVII, el científico británico Robert Boyle, propuso una relación entre presión y volumen al establecer que a temperatura constante, la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales; relación que recibe el nombre de «Ley de Boyle». fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Pero Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Robert Boyle (1627-1691)

8 LEY DE CHARLES En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriarse el volumen disminuía. Jacques Charles (1746-1823)

9 LEY DE GAY-LUSSAC En 1800, el señor gay- Lussac postula que la presión de un gas, con masa y volumen definidos, es directamente proporcional a la temperatura absoluta, lo que quiere decir en pocas palabras es que la presión aumenta linealmente con la temperatura. La presión es cero cuando la temperatura es cero. Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850)

10 LEY DE AVOGRADO. Amedeo Avogadro (1776-1856)

11 ¿Qué tienen que ver estas leyes con la ecuación de estado para los gases ideales? ¡MUCHO! Haciendo experimentos entre ellos es decir, algunas variables como contaste y la otras no Donde concluyo: PV=nRT debido, que entre el siglo XVII y XVIII, El francés Benoît Paul Émile Clapeyron (1799- 1864) unifico, esta tres leyes anteriores descritas. ¿Cómo unificó estas leyes?

12 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR ANTES DE LA ECUACION DE VANDER WAALS Daniel Bernoulli (1700-1782) August Krönig (1822-1872) Benoit clapeyron (1799-1864) Rudolf Clausius Rudolf Clausius (1822-1888) James maxwell James maxwell (1831-1879) Ludwig Boltzmann (1844-1906)

13 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES Esta teoría explica satisfactoriamente el comportamiento de los gases ideales a partir de las siguientes hipótesis: 1 Un gas esta compuesto de un gran número de partículas pequeñas (moléculas) de tamaño despreciable frente a las distancias entre ellas. 2 Las moléculas se mueven en movimientos rectilíneos, rápidos, constante, donde las moléculas chocan entre si y con las paredes en choques elásticos ( es decir, no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas, ni entre estas y el recipiente, diferentes a las del choque. 3 Cada molécula tiene energía cinética (velocidad) propia que no tiene que ser igual a las restantes moléculas, pero la energía cinética promedio de todas las moléculas es proporcional a la temperatura, y la temperatura es simple consecuencia de movimiento molecular.

14 ANTECEDENTES DE LA ECUACIÓN DE VAN DER WAALS Thomas Andrews (1813-1885)

15 ISOTERMAS DE ANDREWS

16 ANTECEDENTES DE LA ECUACIÓN DE VAN DER WAALS Van der Waals se dio cuenta de que los experimentos de Andrews mostraban que un gas con una presión muy baja se comportaba con un gas ideal, pero al comprimirlo por encima de la presión critica se comportaba como una especie de mezcla de líquido y gas, sin embargo era precisamente al hacer eso que la ecuación funcionaba mal. De modo que el holandés se dedicó a examinar el modelo teórico de los gases ideales el cual partía de las siguientes premisas:  Un gas está formado por moléculas cuyo tamaño comparado con el que ocupa el gas es despreciable.  Las moléculas que componen el gas no ejerce fuerza alguna sobre otras.

17 ANTECEDENTES DE LA ECUACIÓN DE VAN DER WAALS Se planteó lo siguiente:  ¿Las moléculas del gas si interaccionan entre si?  ¿El espacio que ocupan las moléculas del gas no es despreciable? Van Der Waals considero que cada molécula ocupaba un espacio pequeño pero no despreciable por lo tanto el volumen real ocupado por el gas esa algo mayor que el volumen ideal y el volumen ocupado por las moléculas seria el producto del volumen de cada molécula por el número de moléculas, por otro lado si cada moléculas ejercía fuerza de atracción sobre otras, la presión real del gas seria mayor a la presión ideal. Esta presión intermolecular dependería de la densidad del gas, es decir de lo alejada que se encuentre las moléculas entre si.

18 ECUACIÓN DE ESTADO PARA LOS GASES REALES DE VAN DER WAALS

19 DEDUCCIÓN DE LA ECUACIÓN FÍSICO MATEMÁTICA DE VAN DER WAALS En los gases ideales: No hay fuerzas intermoleculares. El volumen de las moléculas es despreciable. Además:

20 Para llegar a la deducción de la ecuación físico matemática de Van Der Waals para los gases reales, se debe partir de la ley de claiperon para los gases ideales, además el proceso de deducción de la ecuación de Van Der Waals constara de dos procesos, en el primer proceso se tendrán en cuenta las fuerzas intermoleculares, pero no se tendrá en cuenta el volumen de la partículas. En el segundo caso se tendrá en cuenta el volumen de las partículas, pero no se tendrá en cuenta la presencia de fuerzas intermoleculares. haciendo que

21 Primer proceso Para cualquiera de las moléculas la fuerza neta de atracción hacia a dentro será proporcional al numero de moléculas que hay dentro del contenedor y especialmente a su densidad, y como por ello aparece el termino señalado. Como dentro de un recipiente que contenga un gas tendremos muchas moléculas, y el numero de moléculas también está relacionado con la densidad, de allí el termino señalado.

22 segundo proceso

23 Sustituyendo (2) y (3) en (1) se obtiene la ecuación de Van Der Waals para los gases reales:

24 Una de las implicaciones más importantes de la ecuación de van der Waals es la conexión racional entre los estados líquido y gaseoso. Este éxito se muestra en la figura 1. Por arriba de la temperatura crítica, las isotermas de van der Waals se comportan tal y como las describió Andrews a partir de sus experimentos. Las isotermas super-críticas, que es como se denominan, son aún más planas que las de Boyle para el gas ideal. En el punto crítico los isoterma presenta un punto horizontal de inflexión. Pero, por debajo del punto crítico, la isoterma de van der Waals se comporta como una curva sin discontinuidades en la pendiente de manera que los estados meta estables pueden ser incluidos.

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