Cuando un gas real tiene una presión menor que el valor esperado de los gases ideales (debido a la fuerza de atracción intermolecular) , tenemos -
$$P_{\text{ideal}}= P_{\text{real}} + \frac{an^2}{V^2}$$ donde a es la de Van der Waal constante de fuerzas intermoleculares de atracción entre un gas.
Del mismo modo, un gas real tiene un volumen menor que el volumen calculado en el gas ideal. Aquí, cuando decimos volumen , es decir, el espacio vacío alrededor de las moléculas o átomos. Así, por volumen, tenemos - $$ V_{\text{real}}=V_{\text{ideal}}-nb$$ donde b es la de Van der Waal constante para el volumen de una molécula o átomo.
Habiendo dicho esto, cuando conectamos estos valores en la ecuación de los gases ideales para obtener la verdadera ecuación de los gases.
Ponemos a $\rightarrow$
$$ \left(P+\frac{an^2}{V^2}\right)(V-nb)=nRT $$
Pero, ¿no debería ser esto malo? Debido a la presión, ponemos a $P_{\text{ideal}}$, pero para el Volumen pusimos $V_{\text{real}}$. No hemos de poner los dos $P_{\text{ideal}}$, $V_{\text{ideal}}$ así como para satisfacer la ecuación de los gases ideales?
¿Por qué no hacerlo?
Por favor, dar una explicación teórica junto con un matemático, si es posible.
