Ecuación de estado
En termodinámica , una ecuación de estado es una ecuación termodinámica que relaciona variables de estado que caracteriza el estado de la materia bajo un conjunto dado de condiciones físicas. Las ecuaciones de estado se usan para describir gases, fluidos, mezclas de fluidos, sólidos y el interior de las estrellas. En física de los sólidos, se utiliza una ecuación de estado para describir cómo el volumen o la densidad equivalente de un material varían en función de la profundidad, es decir, en función de la presión y la temperatura.
El uso más destacado de una ecuación de estado es correlacionar las densidades de gases y líquidos con las temperaturas y presiones.
Quizás una de las primeras expresiones de una ecuación de estado es la Ley de Boyle-Mariotte . A finales del siglo XVII, Robert William Boyle y Edme Mariotte estudiaron independientemente la relación entre el volumen y la presión de un gas a temperatura constante. Los resultados de ciertos experimentos con gases a una presión relativamente baja llevaron a Robert Boyle a formular una ley bien conocida. Se afirma que:
Para una masa fija de gas a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión.
Eso significa que, por ejemplo, si aumenta el volumen 10 veces, la presión disminuirá 10 veces. Si reduce a la mitad el volumen, duplicará la presión.
Puede expresar esto matemáticamente como:
pV = constante
Esta ley es una de las leyes de gas que se desarrollaron por completo a fines del siglo XVIII. Estas leyes o declaraciones precedieron a la ley del gas ideal, ya que individualmente estas leyes se consideran casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.
Una de las ecuaciones de estado más conocidas es la de los gases ideales, la ley de los gases ideales . Dado que el gas ideal se define como aquel en el que todas las colisiones entre átomos o moléculas son perfectamente elásticas y en el que no existen fuerzas de atracción intermoleculares, en la naturaleza no existe un gas realmente ideal. Por otro lado, todos los gases reales se acercan al estado ideal a bajas presiones (densidades) y temperaturas moderadas. A bajas presiones, las moléculas están lo suficientemente separadas como para que no interactúen entre sí.
pV = nRT
dónde:
- p es la presión absoluta del gas
- n es la cantidad de sustancia
- T es la temperatura absoluta
- V es el volumen
- R es la constante de gas ideal, o universal, igual al producto de la constante de Boltzmann y la constante de Avogadro,
En esta ecuación, el símbolo R es una constante llamada constante de gas universal que tiene el mismo valor para todos los gases, es decir, R = 8.31 J / mol K.
El poder de la ley del gas ideal está en su simplicidad. Cuando se dan dos de las variables termodinámicas, p, v y T, se puede encontrar fácilmente la tercera. Sin embargo, la ley de los gases ideales se vuelve inexacta a presiones más altas y temperaturas más bajas, y falla completamente en predecir los cambios de fase, por ejemplo, una condensación de un gas a un líquido. Por lo tanto, se han desarrollado varias ecuaciones de estado más precisas para gases y líquidos. Por ejemplo, la ecuación de estado de Van der Waals formulada en 1877.
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