Estoy aprendiendo sobre el comportamiento de los gases ideales y no ideales en Química, y mi libro de texto y las fuentes en línea dicen dos cosas:
Mi pregunta es: ¿el aumento de la temperatura no conduce a una presión más alta (suponiendo un recipiente rígido) y, por lo tanto, las dos afirmaciones generales se contradicen entre sí?
Además, entiendo por qué comprimir un gas para aumentar la presión conducirá a un comportamiento no ideal: el volumen real de las moléculas de gas se vuelve notable en comparación con el volumen del contenedor. Pero, en un recipiente rígido, elevar la temperatura para aumentar la presión de un gas no altera exactamente las dimensiones del volumen, entonces, ¿por qué los gases actuarían de manera no ideal en el último escenario? (la presión es alta, por lo que, según los libros de texto, el gas no es ideal)
Las suposiciones principales que son relevantes aquí son que el tamaño de las moléculas individuales es insignificante en comparación con la distancia promedio entre ellas, y que los potenciales intermoleculares pueden ignorarse. El primero se invalida si las moléculas están demasiado cerca unas de otras, es decir, si la densidad numérica de las partículas es demasiado alta. Este último se invalida por alguna combinación de alta densidad numérica (ya que a medida que la distancia se hace más pequeña, la fuerza del potencial aumenta) y baja temperatura (ya que incluso si las partículas están cerca unas de otras, si el potencial intermolecular es insignificante en comparación con el energía cinética promedio, todavía se puede ignorar).
De hecho, un gas a alta temperatura y alta presión aún puede tener un comportamiento ideal siempre que la densidad numérica no sea demasiado alta. Muchas fuentes que he visto que los gases de estado no son ideales para altas presiones suponen implícitamente que la temperatura se fija a medida que cambia la presión, y de hecho es cierto que para una temperatura fija los gases se vuelven menos ideales a alta presión. Es solo que a medida que aumenta la temperatura, también aumenta la presión umbral a la que el gas se vuelve no ideal.
Las razones del comportamiento no ideal son diferentes para los dos escenarios que describe y, como tales, no se anulan entre sí.
La ley de los gases ideales es una aproximación que funciona bien cuando las moléculas de gas están muy separadas y no chocan con mucha frecuencia. están muy juntos a bajas temperaturas y altas presiones y chocan más a menudo y con mayor fuerza a altas temperaturas, por lo que la aproximación no funciona bien en estos casos.
A bajas temperaturas y altas presiones, el volumen ocupado por las propias moléculas del gas no puede ignorarse y debe incluirse en la ley de los gases. (Tenga en cuenta también que cuando la temperatura es tal que el gas comienza a condensarse en un líquido, la ley de los gases falla por completo y no se puede usar). A altas temperaturas, las moléculas que chocan entre sí experimentan una cantidad adicional de repulsión que cambia la ley de compresibilidad. para el gas, y la ley de los gases ideales comienza a proporcionar predicciones inexactas.
Ambos efectos se pueden acomodar con aproximaciones más complicadas que incluyen esta física en el modelo.
brian yang
niels nielsen