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Ecuación de estado

El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial, grados Rankine.⁷​

Forma común

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

${\displaystyle PV=nRT}$

Donde:

• ${\displaystyle P\!}$ = Presión absoluta
• ${\displaystyle V\!}$ = Volumen
• ${\displaystyle n\!}$ = Moles de gas
• ${\displaystyle R\!}$ = Constante universal de los gases ideales
• ${\displaystyle T\!}$ = Temperatura absoluta

Teoría cinética molecular

Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.

• Todo gas ideal está formado por N pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).
• Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
• Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de este.
• Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.
• No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
• La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

En estas circunstancias, la ecuación de los gases se encuentra teóricamente:

${\displaystyle PV=N\kappa _{B}T\;}$

donde ${\displaystyle \kappa _{B}}$ es la constante de Boltzmann, donde ${\displaystyle N}$ es el número de partículas.

Ecuación de estado para gases reales

 Ley de los gases reales

Valores de R
${\displaystyle {\rm {8,314472\quad {\frac {J}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {0,08205746\quad {\frac {L\cdot atm}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {8,205746\cdot 10^{-5}\quad {\frac {m^{3}\cdot atm}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {8,314472\quad {\frac {L\cdot kPa}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {62,36367\quad {\frac {L\cdot mmHg}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {62,36367\quad {\frac {L\cdot Torr}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {83,14472\quad {\frac {L\cdot mbar}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {1,98721\quad {\frac {cal}{K\cdot mol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {10,7316\quad {\frac {ft^{3}\cdot psi}{^{\circ }R\cdot lbmol}}}}}$
${\displaystyle {\rm {0,08205746\quad {\frac {dm^{3}\cdot atm}{K\cdot mol}}}}}$

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

${\displaystyle \left(P+{\frac {an^{2}}{V^{2}}}\right)(V-nb)=nRT}$

Donde:

• ${\displaystyle P\!}$ = Presión del gas
• ${\displaystyle V\!}$ = Volumen del gas
• ${\displaystyle n\!}$ = Número de moles de gas
• ${\displaystyle R\!}$ = constante de gases
• ${\displaystyle T\!}$ = Temperatura del gas
• ${\displaystyle a\!}$ y ${\displaystyle b\!}$ son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

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