Gas Ideal

Un gas ideal

es un conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento de gas ideal se tiene a bajas presiones es decir en el límite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gas se desvíe de la idealidad.

Propiedades de los gases ideales

Se denomina gas el estado de agregación de la materia que bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece en estado gaseoso. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.

Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.

Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas, porque según sea un gas real o un gas ideal. El gas es un componente, que al ser expuesto al fuego se prende una bola de fuego se encuentra en el mar tierra y otros lugares.

El gas real,

En cambio, es aquel que posee un comportamiento termodinámico y que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales. Los gases se consideran como reales a presión elevada y poca temperatura.

En condiciones normales de presión y temperatura, en cambio, los gases reales suelen comportarse en forma cualitativa del mismo modo que un gas ideal. Por lo tanto, gases como el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno o el dióxido de carbono se pueden tratar como gases ideales en determinadas circunstancias.

Todo ello nos llevaría a tener que hacer mención a lo que se conoce como las fuerzas de Van der Waals, que son aquellas fuerzas, tanto repulsivas como atractivas, que se dan entre moléculas y que en el caso de los gases reales son bastante pequeñas. Aquellas reciben su nombre del científico Johannes van der Waals, un neerlandés que obtuvo el Premio Nobel de Física en el año 1910 y que se convirtió en un referente gracias a aquellas.

Asimismo a partir de aquellas se estableció además lo que se conoce como Ley de Van der Waals que es definida como una ecuación de estado que se origina a partir de lo que es la ley de los gases ideales. En ella toman protagonismo la presión del gas, el número de moles que es equivalente a la cantidad de sustancia, el constante universal de los gases o el volumen ocupado por el gas. Y todo ello sin olvidar tampoco la conocida como temperatura en valor absoluto.

Para medir el comportamiento de un gas que difiere de las condiciones habituales del gas ideal, es necesario aplicar las ecuaciones de los gases reales. Estas demuestran que los gases reales no tienen una expansión infinita: de lo contrario, alcanzarían un estado en el que ya no podrían ocupar un volumen mayor.

El comportamiento de un gas real se asemeja al de un gas ideal cuando su fórmula química es sencilla y cuando se reactividad es baja. El helio, por ejemplo, es un gas real cuyo comportamiento es cercano al ideal.

PROPIEDADES CRÍTICAS

Todos los gases poseen las siguientes características físicas:

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