El gas es una materia de pequeña densidad que no posee volumen ni formato propio, sino que se adapta al bol, contenedor o frasco donde se conserve.
Los gases están formados por átomos y moléculas que interactúan entre sí a través de fuerzas intermoleculares y ocupan un volumen finito.
Por los principios de presión, volumen y temperatura es posible distinguir al gas real del gas ideal.
Contenido del artículo:
Principales diferencias entre gas ideal y gas real
| Gas ideal | Gas Real |
| El gas ideal obedece todas las leyes de los gases en todas las condiciones de presión y temperatura. | El gas real obedece las leyes de los gases sólo en condiciones de baja presión y alta temperatura. Obedecen a la ecuación del gas real de Vanderwaal. |
| El volumen ocupado por las moléculas es despreciable respecto al volumen total. | El volumen ocupado por las moléculas no es despreciable respecto al volumen total. |
| No hay fuerzas intermoleculares de atracción. | Hay fuerzas de atracción o de repulsión entre las partículas. |
| Es un gas teórico. | Existe en la naturaleza a nuestro alrededor. |
| Tiene una presión elevada. | Tiene un término de corrección de la presión en su ecuación y la presión real es menor que la del gas ideal. |
| PV = nRT | (P+an2V2)(V-nb)=nRT |
| Las moléculas chocan entre sí elásticamente. | Las moléculas chocan entre sí de forma inelástica. |
- Principales diferencias entre el gas ideal y el gas real
- Un gas ideal es un gas hipotético, mientras que el gas real existe en la naturaleza que nos rodea.
- El gas ideal obedece las leyes de los gases y, en cambio, los gases reales obedecen las leyes de los gases en condiciones de baja presión y alta temperatura.
- El gas ideal no sufre condensación, mientras que los gases reales la sufren cuando se enfrían hasta su punto de ebullición.
- Un gas ideal tiene un volumen insignificante en comparación con el volumen total, mientras que un gas real tiene un volumen significativamente mayor en comparación con el gas ideal.
- El gas ideal no existe, mientras que los ejemplos de gas real son el oxígeno, el hidrógeno, el dióxido de carbono, etc.
- En un gas ideal no existen fuerzas intermoleculares. Por el contrario, las fuerzas intermoleculares en un gas real pueden ser repulsivas o atractivas.
El gas ideal
El gas ideal o perfecto es del grupo de gases teóricos cuyas partículas puntuales movidas aleatoriamente no interactúan entre ellas, como el oxígeno, el hidrógeno y el dióxido de carbono; asimismo, considera cambios inversamente proporcionales entre la presión y el volumen, pero cambios directamente proporcionales de ambos, presión y volumen, respecto de la temperatura.
En cambio, el comportamiento termodinámico de los gases reales no sigue la ecuación de los gases ideales, pues mantiene presión elevada y poca temperatura, es decir, tiene valores de densidad muy grandes.
De acuerdo con la teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal está basado en dos premisas: las moléculas de los gases no son puntuales y la energía de interacción no es despreciable.
En el modelo de gas ideal las sustancias siempre están en modo gaseoso. Más complejo es el comportamiento de la sustancia real, que puede experimentar un cambio de fase o de estado.
Este cambio de fase hace que las isotermas del gas real sean más complejas que las del gas ideal.
El gas real
A un gas real no se le puede comprimir indefinidamente, contrario a la hipótesis del gas ideal.
En condiciones normales, cuando su fórmula química sea sencilla y su relatividad baja, la presión y temperatura de los gases reales se equipararán a las de los gases ideales, como ocurre con el helio.
Las propiedades del gas real no pueden ser explicadas mediante la ley de los gases ideales; para entenderlas se deben tomar en cuenta los efectos de compresibilidad, la capacidad calorífica, los efectos termodinámicos del no-equilibrio y las fuerzas de Van der Waals.
Cuando hablamos de las fuerzas de Van der Waals, nombre del científico neerlandés Premio Nobel de Física en 1910 que investigó los gases, nos referimos a las fuerzas repulsivas y atractivas que se dan entre moléculas y que son muy pequeñas en el caso de los gases reales.
Diferencias entre gas real y gas ideal según Van der Waals
Según el científico, la diferencia entre los gases reales y los gases ideales es que uno corrige el volumen y otro modifica la presión. Sostiene que los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.
La Ley de Van der Waals podemos definirla como una ecuación de estado sobre la presión del gas, la constante universal de los gases, el volumen que ocupa el gas y su temperatura en valor absoluto.
Las ecuaciones de los gases reales deben ser aplicadas a la hora de medir el comportamiento de un gas que difiere de las condiciones habituales de un gas ideal.
Estas ecuaciones demuestran que los gases reales no tienen una expansión infinita, porque si las tuvieran no podrían ocupar un mayor volumen.
Finalmente, la ecuación de los gases ideales va bien cuando la atracción intermolecular del gas es insignificante y las moléculas no ocupan una parte importante del volumen total, lo cual se cumple cuando la presión es baja y la temperatura alta.
En otras situaciones la ley de los gases ideales podría dar resultados diferentes. Pero lo que sí está claro es que los gases no siempre se comportan como gases ideales.
Me gusta colaborar con esta página porque desde bien joven me ha encantado el funcionamiento de la naturaleza y la biología. Tenía claro que quería estudiar algo relacionado con estos temas y por eso me acabé decidiendo por Biología.
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