Gas real: desviación de la idealidad

El término "gases reales" entre químicos y físicoses costumbre llamar a tales gases, cuyas propiedades dependen más directamente de su interacción intermolecular. Aunque en cualquier libro de referencia especializado se puede leer que una mol de estas sustancias en condiciones normales y en estado estacionario ocupa un volumen de aproximadamente 22.41108 litros. Esta declaración sólo es cierto para los llamados gases de efecto "ideal" para que, según la ecuación de Clapeyron, no fuerza de atracción mutua y la repulsión de las moléculas, y el volumen ocupado por este último actuando es despreciablemente pequeña.

Por supuesto, tales sustancias en la naturaleza no sonexiste, por lo tanto, todos estos argumentos y cálculos tienen una orientación puramente teórica. Pero los gases reales, que en cierta medida se desvían de las leyes de la idealidad, se encuentran muy a menudo. Entre las moléculas de tales sustancias siempre hay fuerzas de atracción mutua, de las cuales se deduce que su volumen difiere algo del modelo perfecto derivado. Y todos los gases reales tienen diferentes grados de desviación de la idealidad.

Pero aquí podemos ver una muy claratendencia: cuanto mayor sea el punto de la sustancia cerca de cero grados centígrados de ebullición, más del compuesto variará desde el modelo ideal. La ecuación de estado de los gases reales propiedad de las fuerzas físico holandés Johannes Diederik van der Waals, que se retiraron en 1873. En esta fórmula, teniendo la forma (p + n²a / V²) (V - nb) = nRT, dos muy significativoscorrecciones en comparación con la ecuación de Clapeyron (pV = nRT), determinada experimentalmente. El primero de ellos tiene en cuenta las fuerzas de interacción molecular, influenciadas no solo por el tipo de gas, sino también por su volumen, densidad y presión. La segunda corrección determina la masa molecular de la sustancia.

El papel más significativo de estos ajustesellos adquieren gases a alta presión. Por ejemplo, para nitrógeno a una velocidad de 80 atm. los cálculos diferirán de la idealidad en aproximadamente un cinco por ciento, y con un aumento de la presión a cuatrocientas atmósferas, la diferencia alcanzará el cien por ciento. Se deduce que las leyes de un modelo de gas ideal son muy aproximadas. La desviación de ellos es tanto cuantitativa como cualitativa. El primero se manifiesta en el hecho de que la ecuación de Clapeyron se cumple para todas las sustancias gaseosas reales muy aproximadamente. Los retiros de naturaleza cualitativa son mucho más profundos.

Los gases reales se pueden transformar enlíquido, y en un estado agregado sólido, que sería imposible si siguen estrictamente la ecuación de Clapeyron. Las fuerzas intermoleculares que actúan sobre tales sustancias conducen a la formación de diversos compuestos químicos. Esto nuevamente es imposible en el sistema de gas teórico ideal. Los enlaces así formados se llaman enlaces químicos o enlaces de valencia. En el caso en el que se ioniza el gas real, que comienzan a aparecer fuerzas de atracción de Coulomb que determinan el comportamiento de, por ejemplo, un plasma, que es una especie iónica neutros cuasi. Esto es especialmente cierto a la luz del hecho de que la física del plasma hoy es una vasta, la disciplina científica de rápido desarrollo, que tiene una muy amplia aplicación en astrofísica, la teoría de las señales de ondas radio, y el problema de las reacciones de fusión nuclear controlada.

Enlaces químicos en gases reales en sula naturaleza prácticamente no se distingue de las fuerzas moleculares. Ambas, en general, se reducen a una interacción eléctrica entre cargas elementales, de las cuales se construye toda la estructura atómica y molecular de la materia. Sin embargo, una comprensión completa de las fuerzas moleculares y químicas se hizo posible solo con el advenimiento de la mecánica cuántica.

Vale la pena reconocer que no todos los estados de la materia,compatible con la ecuación del físico holandés, se puede realizar en la práctica. Para esto, también se requiere un factor de estabilidad termodinámica. Una de las condiciones importantes para dicha estabilidad de la sustancia es que la ecuación de presión isotérmica debe adherirse estrictamente a la tendencia a reducir el volumen corporal total. En otras palabras, a medida que el valor de V aumenta, todas las isotermas del gas real deben reducirse constantemente. Mientras tanto, en las parcelas isotérmicas de Van der Waals por debajo de la marca de temperatura crítica, se observan áreas ascendentes. Los puntos que se encuentran en dichas zonas corresponden al estado inestable de la sustancia, que en la práctica no puede realizarse.

</ p>>