¿Cuáles son los gases reales y sus características?

Los gases reales o no ideales no presentan las condiciones estándar de un gas ideal; especialmente aquellos que presentan una temperatura baja y una presión alta, y, por ende, tienen un comportamiento que se desvía de lo esperado, según la ley de los gases ideales. Las moléculas de los gases reales sí ocupan un volumen finito y no despreciable del recipiente que las contienen; sus átomos y moléculas poseen fuerzas intermoleculares mediante las cuales sus átomos y moléculas interactúan.

¿Cuáles son las principales características de los gases ideales?

Los gases ideales se caracterizan por que las moléculas que lo componen tienen un tamaño tan pequeño que es despreciable el volumen que ocupan dentro de un recipiente. En un gas ideal, las fuerzas intermoleculares están ausentes, las moléculas se mueven aleatoriamente y a alta velocidad y las colisiones entre moléculas y con el recipiente son elásticas, sin fricción.

¿Cuál es la función de los gases ideales?

Un gas ideal es un gas hipotético o teórico que, si bien no describe de forma precisa a los gases reales ni existe en la naturaleza, sirve para generalizar y predecir su comportamiento; especialmente, en condiciones de baja presión y alta temperatura.

¿Cómo se utiliza la ecuación del gas ideal?

La fórmula del gas ideal PV = nRT relaciona la presión, el volunen, las moles y la temperatura de un gas ideal, teniendo en cuenta una constante R . Podemos despejar cada una de estas variables en función de lo que queramos calcular. P = nRT/V V = nRT/P n = PV/RT T = PV/nR

¿Cuál es el modelo de un gas ideal?

El modelo de gas idea asume que: Las colisiones entre las moléculas son elásticas y la energía cinética es constante. La distancia entre las moléculas es mayor que su tamaño. Las moléculas son partículas pequeñas con un tamaño despreciable. Las moléculas se mueven aleatoriamente y a alta velocidad. Las moléculas ejercen constante presión sobre el recipiente debido a las colisiones con este. No hay fuerza de atracción/repulsión entre las moléculas.

Gases Reales e Ideales: Apuntes Bach

Aprenderás qué son los gases ideales y los reales.
A continuación, veremos la Ley de los gases ideales.
Luego, presentaremos las diferencias y similitudes entre los gases ideales y los gases reales.
Finalmente, reconoceremos las condiciones en las que los gases reales se comportan como un gas ideal y las condiciones en las que se desvían del comportamiento del gas ideal.

Modelo del gas ideal

Un gas ideal es un gas hipotético que sigue la Ley de los gases ideales en todas las condiciones de temperatura y presión.

Por otra parte, todos los gases que existen en el medio ambiente son gases reales. Estos siguen la Ley de los Gases Ideales solo en condiciones de alta temperatura y baja presión.

Por tanto, ¡el gas ideal no es un gas real! (juego de palabras).

Constante del gas ideal

La Ley de los Gases Ideales, también denominada ecuación general de los gases, explica el comportamiento de los gases ideales. Su fórmula es $P V = n R T$

Donde:

P - presión
V - Volumen
n - cantidad de gas (número de moles)
R - Constante de los gases = 0,082 $\frac{a t m \cdot L}{m o l \cdot K}$
T - Temperatura

La ecuación dada por la Ley de los Gases Ideales $P V = n R T$ es una ecuación de estado, ya que es una expresión matemática que describe el comportamiento del gas, relacionando variables de estado como la presión, temperatura y el volumen.

Se utilizan diferentes ecuaciones de estado de la materia para describir todos los tipos de materia: gases, líquidos, sólidos ¡e incluso plasma!

El plasma es el cuarto estado de la materia que está formado por partículas cargadas, como iones y electrones. ¿Sabías que las estrellas están formadas por plasma?

Ahora, apliquemos la ecuación de los gases ideales con un ejemplo sencillo:

Calcula el volumen de 1 mol de un gas ideal a 0°C y 1 atmósfera de presión.

Dada:

T = 0°C = 237 K

P = 1 atm

n = 1 mol

Sabemos que:

R = 0,082 $\frac{a t m \cdot L}{m o l \cdot K}$

PV = nRT

$V = \frac{nRT}{P}$

$V = \frac{1 m o l x 0, 082 \frac{a t m \cdot L}{m o l \cdot K} x 237 K}{1 a t m} = 22, 4 L$

Por lo tanto, a 0°C y a una presión de 1 atmósfera, un gas ideal ocupa 22,4 litros.

Propiedades de los gases ideales y reales

Características del modelo del gas ideal

El gas ideal es un gas teórico que se comporta de forma muy ideal. Ningún gas que exista en el medio ambiente se comporta perfectamente como un gas ideal, aunque algunos se acercan mucho a él en determinadas condiciones de temperatura y presión.

Dado que el gas ideal es un gas teórico, hay algunas suposiciones que se hacen para su comportamiento; estas se pueden considerar como las propiedades del gas ideal:

La colisión de las partículas entre sí o con la pared del recipiente son completamente elásticas, por lo que no hay fricción y la energía cinética permanece constante.
La distancia media entre las partículas es mucho mayor que el tamaño de las moléculas.
Las moléculas de gas son partículas puntuales, pequeñas, sólidas y esféricas; su tamaño es despreciable.
Las moléculas se mueven a altas velocidades, de forma completamente aleatoria.
Las partículas se desplazan constantemente hasta que chocan con otra partícula o con la pared del recipiente, ejerciendo una presión constante sobre este.
En un gas ideal no hay fuerza de atracción/repulsión entre las moléculas.
Los gases ideales no pueden cambiar de su estado gaseoso a líquido o sólido.

Gas reales

Cualquier gas que exista en la realidad es un gas real. Algunos gases se acercan al comportamiento de los gases ideales en algunas condiciones, pero nunca pueden ser perfectamente ideales.

Esto se debe a que:

Los gases están formados por materia, átomos y moléculas, que siempre tendrán algunas fuerzas de atracción o repulsión entre ellos.
Los átomos y las moléculas nunca pueden tener el tamaño de un punto, ya que siempre ocuparán algún volumen.
En algunas condiciones de alta presión o baja temperatura, el tamaño de los átomos/moléculas ya no puede considerarse despreciable en comparación con la distancia entre las partículas.

En general, el comportamiento de los gases tiende a un comportamiento de gas ideal a altas temperaturas y bajas presiones. Por esto, los gases se desvían del comportamiento de los gases ideales a bajas temperaturas o altas presiones.

A temperatura y presión estándar, los gases puros de moléculas diatómicas (como el Hidrógeno, el Oxígeno, el Nitrógeno) y los gases nobles (como el Helio y el Neón) muestran un comportamiento cercano al de los gases ideales.

Estos gases se acercan al comportamiento ideal porque las moléculas son ligeras y pequeñas. Además, la distancia media entre las moléculas es mucho mayor que su tamaño. Por lo tanto, la interacción entre las moléculas es mínima.

Según la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), la temperatura y presión estándar (TPE, o STP por sus siglas en inglés) son 273,25K (0^oC) y de 1 atm respectivamente. Aunque, en la termodinámica se suele usar condiciones de temperatura ambiente, que en la química es una temperatura de 298 (25ºC).

Al no existir fuerzas de atracción intermoleculares entre las partículas de un gas ideal, este nunca puede cambiar su estado a líquido. Por el contrario, los gases reales pueden convertirse en líquidos, ya que en determinadas condiciones las fuerzas de atracción intermoleculares superan la energía cinética de las partículas y se unen para formar un líquido.

Gas ideal vs. Gas real

Similitudes

Aunque el gas ideal y el gas real parecen ser completamente diferentes, no olvidemos que ambos son gases y tienen algunas similitudes:

Similitudes
Gas ideal	Gas real
Las partículas del gas ideal tienen energía cinética.	Las partículas del gas real también tienen energía cinética.
Las partículas presentan un movimiento aleatorio.	Las partículas del gas real también presentan un movimiento aleatorio.
La distancia entre las partículas es mucho mayor que su tamaño.	La distancia entre las partículas es mucho mayor que su tamaño a la mayoría de las temperaturas y presiones.
La colisión de partículas es perfectamente elástica, es decir, el momento y la energía cinética de las partículas se conservan.	La colisión de partículas es perfectamente elástica, es decir, el momento y la energía cinética de las partículas se conservan.

Tabla 1. Similitudes entre las gases reales e ideales.

Diferencia entre gas real e ideal

Podemos tabular todas las diferencias entre los gases ideales y los reales así:

Diferencias
Gas ideal	Gas real
Sigue la ley de los gases ideales a todas las temperaturas y presiones.	Sigue la ley de los gases ideales solo a altas temperaturas y bajas presiones.
Las partículas son puntuales y no ocupan espacio.	Las partículas tienen volumen y ocupan espacio.
No hay interacción intermolecular en ninguna condición de temperatura y presión.	Las fuerzas intermoleculares están presentes. Es despreciable a alta temperatura y baja presión, pero no despreciable a baja temperatura y presión.
No se puede licuar.	Puede ser licuado.
El tamaño de las partículas es despreciable en comparación con la distancia entre ellas.	El tamaño de las partículas no puede despreciarse en condiciones de baja temperatura y alta presión.

Tabla 2. Diferencias entre las gases reales e ideales. Fuente: StudySmarter Originals

El movimiento aleatorio de las partículas de un gas, como resultado de las colisiones con las partículas circundantes, se denomina movimiento browniano.

Algunos ejemplos de gases ideales son el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno y los gases nobles como el helio y el neón. Estos gases muestran un comportamiento muy cercano al de los gases ideales en condiciones de temperatura y presión estándar (TPE).

Todos los gases que se encuentran en el medio ambiente son ejemplos de gases reales. Incluso el Hidrógeno, el Oxígeno y el Nitrógeno se comportan como gases reales a baja temperatura y alta presión, condiciones en las cuales estos gases se pueden transformar en líquidos.

Es importante recordar que el gas ideal es un gas teórico y, en un sentido estricto, no existe.

Los siguientes puntos te ayudarán a entender el comportamiento ideal de los gases reales que te rodean:

La mayoría de los gases reales se comportan como gases ideales en condiciones de alta temperatura y baja presión.
Cualquier presión, incluida la atmosférica, se considera baja.
La presión se considera alta solo cuando obliga a las partículas a estar muy cerca. Ejemplos de gases a alta presión son:
- Las bombonas de GNC de los coches.
- Las bombonas de oxígeno para el buceo.
La energía cinética de las partículas de gas es directamente proporcional a la temperatura: a mayor temperatura, mayor es la energía cinética de las partículas de gas.
- Cuando las partículas tienen una energía cinética elevada, las fuerzas intermoleculares tienen un efecto mínimo en el movimiento de las partículas.
La temperatura ambiente es una temperatura lo suficientemente alta como para que las partículas del gas tengan suficiente energía cinética para superar las fuerzas intermoleculares, y se comporten como gases ideales.

Desviación de los gases reales del comportamiento de los gases ideales

Condiciones del comportamiento de los gases ideales

Imagina que hay un recipiente de gran volumen que contiene un gas real. La temperatura dentro del recipiente es alta.

Por "gran volumen", queremos decir que el tamaño de la partícula y la distancia media entre las partículas son despreciables en comparación con el tamaño del contenedor.
Por "alta temperatura", queremos decir que la energía cinética de las partículas es lo suficientemente alta como para que la atracción/repulsión intermolecular sea despreciable (las largas flechas rojas son indicadores de la alta energía cinética de las partículas).

El gas en el interior del recipiente tiene las condiciones adecuadas para comportarse como un gas ideal.

Por lo tanto, la presión de este gas puede determinarse mediante la ecuación del gas ideal:

$P V = n R T$

Reordenando:

$P = \frac{n R T}{V}$

¿Te has preguntado alguna vez qué hace que el gas ejerza presión sobre el recipiente en el que se encuentra? Las partículas del gas siempre están chocando con las paredes del recipiente y rebotando entre él. Así, cada partícula ejerce una fuerza sobre el recipiente.

Recuerda que la presión es la fuerza por unidad de superficie. Por tanto, la presión del gas es la fuerza neta que se ejerce el gas sobre el recipiente por unidad de superficie.

Entre los gases reales, el helio es el que más se comporta como un gas ideal. Esto se debe a que el helio es un gas monoatómico, lo que significa que existe como un solo átomo y no como una molécula. Además, el átomo de helio es muy pequeño y tiene una capa de electrones externa completamente llena, lo que minimiza las interacciones intermoleculares.

Desviación del comportamiento del gas ideal, debido a la baja temperatura

Ahora, enfriemos el mismo recipiente a una temperatura muy baja. El volumen del recipiente es el mismo.

Observando la ecuación de la presión de la ecuación del gas ideal:

$P = \frac{n R T}{V}$

La temperatura está en el numerador. Por lo tanto, si reducimos la temperatura, la presión también debería reducirse.

Comparemos esto con lo que ocurre dentro del recipiente:

Al reducirse la temperatura del gas, las partículas de gas tienen ahora una energía cinética muy baja (las pequeñas flechas azules son indicadores de la baja energía cinética que poseen las partículas).
Esto reducirá la velocidad a la que estas partículas golpean la pared del recipiente y, por tanto, también reducen la presión.
Pero, la reducción de la temperatura también causa otro efecto: como las partículas no tienen mucha energía cinética, las fuerzas intermoleculares de atracción o repulsión entre las partículas ya no son despreciables.
- Esto reduce aún más la velocidad a la que las partículas chocan con el recipiente.
- Debido a esto, la presión cae más de lo que predice la ecuación del gas ideal.

El comportamiento del gas ya no puede predecirse con exactitud mediante la ecuación del gas ideal y, por tanto, se dice que el gas se desvía del comportamiento del gas ideal.

Desviación del comportamiento del gas ideal debido a la alta presión

Ahora, tomemos otro recipiente con la misma cantidad del mismo gas. La temperatura se ajusta a alta, igual que antes. Pero, esta vez el volumen del recipiente es pequeño; por "pequeño" queremos decir que el tamaño de las moléculas no es despreciable en comparación con el tamaño del recipiente.

Observando la ecuación de P de la ecuación del gas ideal:

$P = \frac{n R T}{V}$

Podemos ver que el volumen está en el denominador:

Así que, cuando disminuimos el volumen, el valor de la expresión global aumenta y, por lo tanto, también aumenta la presión.
Como la cantidad de gas es la misma que antes y el volumen es menor, las moléculas están más densamente empaquetadas.
En consecuencia, el tamaño y la distancia media entre las moléculas no es despreciable en comparación con el tamaño del recipiente. Esto significa que el espacio para moverse de las partículas es aún menor y el número de colisiones moleculares es mayor.
Debido a esto, las partículas chocan con las paredes del recipiente con más fuerza.
Esto hace que la presión aumente más de lo previsto por la ecuación del gas ideal.

El comportamiento del gas ya no puede predecirse con exactitud mediante la ley de los gases ideales, y se dice que el gas se desvía del comportamiento de los gases ideales.

Por tanto, has aprendido que, en condiciones de baja temperatura o alta presión, el comportamiento de los gases reales tiende a desviarse del comportamiento de los gases ideales.

Gases Reales e Ideales - Puntos claves

La ley de los gases ideales describe un gas teórico y que existe en la naturaleza, pero que nos permite generalizar el comportamiento de los gases.
El gas ideal sigue la ecuación de los gases ideales, $P V = n R T$ ,en todos los valores de temperatura y presión.
Los gases ideales asumen que:
Los gases reales se comportan como los gases ideales en condiciones de alta temperatura y baja presión.
El comportamiento de los gases reales comienza a desviarse del comportamiento de los gases ideales con la disminución de la temperatura o el aumento de la presión.

Gases Reales e Ideales

Equipo editorial StudySmarter