(TEMA 3) 3. En general, los gases reales se aproximan a la idealidad…
(A). a bajas presiones y temperaturas altas
(B). a bajas presiones y bajas temperaturas
(C). a altas presiones y temperaturas bajas
(D). a altas presiones y altas temperaturas
Solución: A. Dos de los principales “fallos” de la teoría cinético-molecular de los gases son prescindir de las interacciones entre las moléculas y no considerar que estas ocupan volumen. Van der Waals corrige el primer problema cambiando en la ecuación de estado de los gases ideales, pV = nRT, la presión, p, por el término p + n2a/V2; y el segundo problema sustituyendo el volumen, V, por el término V – b (a y b son parámetros característicos de cada gas). Esto significa que si V tiene un valor muy alto, los términos (p + n2a/V2) y (V – b) tenderán a p y V respectivamente, y por tanto habrá una aproximación al comportamiento ideal. Pues bien, V será más alto cuanto menor sea la presión y mayor la temperatura.
(TEMA 3) 4. Para un gas ideal, la ecuación de estado en función de la densidad del gas, d, y de su peso molecular, M, se puede expresar así:
(A). pd = MRT
(B). pM = dRT
(C). pV = (d/M)RT
(D). Ninguna de las expresiones es correcta.
Solución: B. La densidad, d, se define como la masa, m, dividida por el volumen, V. Por otro lado, la masa está relacionada con el número de moles, n, y el peso molecular, M, por; n = m/M. Combinando estas expresiones en la ecuación de estado de los gases ideales, pV = nRT, queda: pM = dRT. Otra forma de verlo es mediante un análisis de unidades. En esta última expresión, las unidades del primer miembro son atm g /mol, y las del segundo (g/L) (atmL/(molK)) K = atm g /mol. Es decir, coinciden, lo que no ocurre en las otras expresiones.
