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ECUACIONES CLAVE
Tabla 5.4 Constantes de
n R
3.50 mol 0.0821 L . atm/K . mol
van der Waals de algunos gases comunes
Sustituyendo estos valores en la ecuación del gas ideal:
Gas
nRT
p
a
b
[ atm, L2] 2 mol )
(~Ol)
V
(3.50 mol){0.0821 L ' atm I K . mol)(320 K) 5.20 L = 17.7 atm b) De la tabla 5.4, se tiene
a
4.17 atm . L2 /mof
b
O.~Z1Vmol
Es conveniente calcular primero los factores de corrección para la ecuación (5.14).
2
V' nb
=
2
(4.17 atm . L I mo¡2 )(3.50 mo))' (5.20 L)'
0.034
Ne Ar
0.211 1.34
=
1.89 atm
0.0237 0.0171 0.0322
Kr
2.32
Xe
4.19
0.0398 0.0266
H,
00.244 1.39
0.0266 0,0391
1.36 6.49
0.0318 0.0562
N,
Éstos son
an
He
O, CI, CO 2
3.59
0.0427
2.25
0.0428
CH. CCI, NH,
20.4 4.17
H,O
5.46
0.138 0.0371 0.0305
(3.50 mol)(O.0371 Llmol)=O .130 L
Por último, se sustituyen los valores en la ecuación de van der Waals (P
+ 1.89 atm)(5.20 L - 0.130 L)
= (3.50 mol)(0.0821 L . atm/K . mol)(320 K)
P = 16.2 atm
Comentario La presión real medida en estas condiciones es 16.0 atm. Por tanto, la presión calculada con la ecuación de van der Waals (16.2 atm) es más cercana al valor real que la calculada con la ecuación del gas ideal (11,1 atm). Observe que la atracción entre las moléculas de NH 3 hacen que la presión sea menor que la de un gas ideal en las mismas condkiones.
Problema similar: 5.79,
Ejercida Con base en los datos de la tabla 5.4, calcule la presión ejercida por 4.37 moles de cloro molecular confinados en un volumen de 2.45 L a 38°C. Compare la presión con la calculada por medio de la ecuación del gas ideal.
Ecuaciones clave
PV=k,
V
T
k2
P =k
T
3
(5.1 b)
Ley de Boyle, T y n permanecen constantes.
(5.2)
Ley de Boyle. Para calcular los cambios de presión o de volumen.
(5.3)
Ley de Charles, P y n permanecen constantes.
(5.4)
Ley de Charles. V y 11 permanecen constantes.
(5.5)
de Charles. Para calcular los cambios de temperatura o de volumen.