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GAS IDEALES Y REALES

Se conoce como gas al fluido de densidad pequeña. Se trata de una condición de agregación de ciertas materias que las lleva a expandirse de manera indefinida, debido a que no poseen formatos ni volumen propio. Los gases, por lo tanto, adoptan el volumen y la apariencia del bol, frasco o contenedor que los conserva.

Resulta interesante mencionar que es posible distinguir entre un gas ideal y otro catalogado como real, de acuerdo a los principios que relacionan su presión, volumen y temperatura. El gas ideal está contemplado como parte del grupo de los gases teóricos por componerse de partículas puntuales que se mueven de modo aleatorio y que no interactúan entre sí.

El gas real 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.

Un gas ideal es aquel que cumple con la formula

Pv = nRT

V = Volumen

Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados.

V= nRT

P = Presión

Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente.

P = nRT

T=Temperatura

Es la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK

T = PV

nR= Número de partículas

Cantidad de partes (moles) presentes.

n = PV

por lo tanto que cumple con la Ley de Boyle -Mariotte , Chrales y Gay Lussac , aquellas que decían que alguna propiedad constante otras eran inversa o directamente proporcional.

Un gas real es aquel gas que precisamente no se considera ideal esto quiere decir no cumple con las anteriores.

En el mundo no hay gases ideales pero para problemas se consideran todos ideales, además a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales las diferencias son mínimas.

OTRAS DIFERENCIAS

Para un gas ideal la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas real, "z" tiene que valer diferente que uno.

La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma: p.V = z.n.R.T.

La ecuación de Van der Waals se diferencia de las de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica la presión.

Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.

LEYES DE LOS GASES IDEALES

La ley de los gases ideales es la apariencia negativa, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

En 1648, el químico Jan Baptist van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.

La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas.

La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre sí. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación.

La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno la temperatura necesaria es de -183°C.

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, aparentemente de manera independiente por August Krönig en 1856 y Rudolf Clausius en 1857. La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de constantes de gases específicas descriptas por Dmitri Mendeleev en 1874.

En este siglo, los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora

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