Gases reales

Gases ideales

La teoría cinética molecular es una teoría que hace suposiciones sobre el comportamiento de los gases. Los gases que se comportan de la misma manera que se establece en esta teoría se denominan gases ideales.

Los puntos principales que la teoría cinética molecular establece sobre el comportamiento de los gases ideales son:

• Las partículas de los gases están en constante movimiento aleatorio.
• Las moléculas de los gases tienen energía cinética.
• Las colisiones entre las moléculas de los gases son elásticas : los gases no pierden ni transfieren energía durante las colisiones.
• El volumen de los gases es despreciable debido a la enorme cantidad de espacio vacío entre las partículas de gas.
• Las partículas de gas no tienen fuerzas de atracción o repulsión entre moléculas vecinas.

A alta temperatura y baja presión, los gases tienden a comportarse como gases ideales porque la alta temperatura hace que las fuerzas intermoleculares sean insignificantes. Sin embargo, ningún gas se comporta exactamente como cabría esperar que se comportara un gas ideal. Los gases ideales son hipotéticos y ¡no forman parte de la vida real!

Fig. 1: Comportamiento esperado de un gas ideal - Isadora Santos, StudySmarter Originals.

¿Cuál es la definición de un gas real?

A alta presión y baja temperatura, los gases dejan de considerarse gases ideales. En su lugar, se denominan gases reales.

Los factores que hacen que sean gases reales en lugar de gases ideales son:

• Los gases reales ocupan cierto volumen.
• Los gases reales tienen algunas fuerzas intermoleculares (atractivas) presentes.

Ejemplos de gases ideales son los gases nobles (grupo 18 de la tabla periódica), las moléculas diatómicas como _H2, O2_, Cl2_, y las moléculas poliatómicas como _NH3,_CO2 y vapor de agua. En realidad, todos los gases en los que puedas pensar son gases reales, excepto los gases ideales teóricos.

Desviación de los gases ideales

Los gases se desvían del comportamiento de los gases ideales cuando están a bajas temperaturas y altas presiones. A altas presiones, las partículas del gas se acercan entre sí. Al aumentar la presión, disminuye el volumen. Cuando los gases tienen bajas temperaturas, su energía cinética es baja, ya que la temperatura y la energía cinética son directamente proporcionales entre sí. Esta baja temperatura hace que las fuerzas de atracción puedan interactuar con las moléculas del gas debido a su menor velocidad. La baja temperatura también hace que el gas sea más compresible.

Ley de los gases reales

Johannes van der Waals, un profesor de física holandés, quiso adaptar la ley de los gases ideales a una ley que fuera adecuada para el comportamiento de los gases reales. Así, en 1873, van der Waals derivó la ley de los gases reales a partir de la ley de los gases ideales.

¿Cómo lo hizo exactamente Van der Waals? En primer lugar, examinó laecuación del gas ideal.

$$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$

Recuerda que

• La presión (P) está en Pascales (Pa)
• El volumen (V) está en Litros
• n es el número de moles de gas
• R es la constante universal de los gases
• La temperatura (T) es el Kelvin

Como los gases tienen volumen, hizo ajustes para corregir el volumen. Vio que el volumen real de los gases aumentaba al aumentar el número de moles de gas presentes. Van der Waals propuso que el volumen correcto fuera el volumen del gas menos el número de moles(n) de gas multiplicado por una constante b . Así, la fórmula para el volumen correcto:

$$=V-nb$$

También corrigió la presión para tener en cuenta las fuerzas de atracción, que son más fuertes a baja presión y mayor densidad. Van der Waals añadió una nueva constante a para ello. Cuanto mayor sea la constante a, mayores serán las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a las moléculas del gas. La fórmula de la presión corregida era igual a

$$P+\frac{an^{2}}{V^{2}}$$

Entonces Van der Walls tuvo que modificar la ecuación para tener en cuenta el volumen finito de las partículas de gas y la presencia de fuerzas intermoleculares. Así que ideó una fórmula para calcular el gas real, que denominó ecuación de van der Waals para gases reales.

$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$

Los valores de las constantes de Van de Waals a y b dependen del tipo de gas con el que estemos tratando:

Cálculos con la ecuación de Van der Waals

Sabiendo que conocemos una fórmula para los gases reales (gases no ideales), podemos utilizarla para resolver los problemas que se te planteen durante el examen.

Ecuación de Van derWaals:

$$[P+a(\frac{n}{V})^{2}]\cdot [V-bn]=n\cdot R\cdot T$$

¿Y si la pregunta te pide que compares la presión de gases que se comportan como un gas ideal y un gas real? En este caso, tendríamos que hallar la respuesta para el gas utilizando tanto la ecuación del gas ideal como la ecuación de Van der Waals. Una regla general para comparar la presión y el volumen de los gases que se comportan de forma ideal o no ideal es

• La presión de un gas real (_Preal) < Presión de un gas ideal (_Pideal).
• El volumen de un gas real (_Vreal) > Volumen de un gas ideal (_Videal).

_Referencias:

_{Moore, J. T., & Langley, R. (2021). Química AP. McGraw-Hill.}

_{Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2016). Química. Cengage Learning}