Temperatura de Boyle

La temperatura de Boyle , llamada así en honor a Robert Boyle , se define formalmente como la temperatura para la cual el segundo coeficiente virial ,${\displaystyle B_{2}(T)}$, se vuelve cero. Es a esta temperatura que las fuerzas de atracción y las fuerzas de repulsión que actúan sobre las partículas de gas se equilibran.

${\displaystyle P=RT\left({\frac {1}{V_{m}}}+{\frac {B_{2}(T)}{V_{m}^{2}}}+\cdots \right)}$

Esta es la ecuación de estado virial y describe un gas real .

Dado que los coeficientes viriales de orden superior son generalmente mucho más pequeños que el segundo coeficiente, el gas tiende a comportarse como un gas ideal en un rango más amplio de presiones cuando la temperatura alcanza la temperatura de Boyle (o cuando${\textstyle c={\frac {1}{V_{m}}}}$o${\textstyle P}$se minimizan).

En cualquier caso, cuando las presiones son bajas, el segundo coeficiente virial será el único relevante porque los demás se refieren a términos de orden superior en la presión. Además, a la temperatura de Boyle, la caída en un diagrama PV tiende a una línea recta en un período de presión. Entonces tenemos

${\displaystyle {\frac {\mathrm {d} Z}{\mathrm {d} P}}=0\qquad {\mbox{si}}~P\to 0}$

dónde${\displaystyle Z}$es el factor de compresibilidad .

Ampliando la ecuación de van der Waals en${\textstyle {\frac {1}{V_{m}}}}$uno descubre que${\displaystyle T_{b}={\frac {a}{Rb}}}$. ^{[ 1 ] [ 2 ]}

• Ecuación de estado virial