Gases reales vs gases ideales

En el estudio de los gases y las leyes de los gases, es importante distinguir entre gases reales y gases ideales. El concepto de gases ideales se deriva de algunas suposiciones simplificadoras que nos permiten predecir y comprender el comportamiento de los gases utilizando modelos matemáticos. Por otro lado, los gases reales se desvían de estos modelos en ciertas situaciones. Veamos estos conceptos en detalle.

Comprendiendo los gases ideales

Un gas ideal es un gas teórico compuesto por muchas partículas puntuales que se mueven aleatoriamente y que interactúan solo a través de colisiones elásticas. El concepto de gas ideal ayuda a simplificar el estudio de los gases asumiendo lo siguiente:

• Las partículas del gas están en movimiento constante y aleatorio.
• No hay fuerza de atracción o repulsión entre las partículas.
• El volumen de las partículas del gas es despreciable en comparación con el volumen del recipiente.
• Las colisiones entre partículas del gas y entre las partículas y las paredes del recipiente son perfectamente elásticas, es decir, no se pierde energía en la colisión.

El comportamiento de un gas ideal puede describirse completamente mediante la ley de los gases ideales:

PV = nRT

Donde:

• P = presión del gas
• V = volumen del gas
• n = cantidad de sustancia (en moles)
• R = constante de los gases ideales (aproximadamente 8.314 J/(mol K))
• T = temperatura del gas (en Kelvin)

Características del comportamiento del gas ideal

Un gas ideal se comporta de manera predecible y uniforme bajo todas las condiciones de temperatura y presión. Cuando se representa en un diagrama PV, la relación entre la presión y el volumen es lineal, asumiendo temperatura constante. Esta simplicidad nos permite predecir el comportamiento de los gases con un alto grado de precisión en muchas situaciones. Sin embargo, es importante recordar que los gases reales solo se aproximan al comportamiento del gas ideal bajo ciertas condiciones.

Ejemplo: Calculando el volumen a partir de la ley de los gases ideales

Supongamos que tienes 2 moles de un gas ideal a una temperatura de 273 Kelvin (0 grados Celsius) y una presión de 101.3 kPa. Puedes calcular el volumen del gas utilizando la fórmula de la ley de los gases ideales:

PV = nRT

Sustituyendo los valores:

V = (nRT)/P = (2 moles × 8.314 J/(mol·K) × 273 K) / 101.3 kPa = 44.8 litros

Asumiendo el comportamiento de gas ideal, el volumen calculado para las condiciones dadas es de 44.8 litros.

Comprendiendo los gases reales

A diferencia de los gases ideales, los gases reales tienen contacto físico entre las partículas y ocupan espacio. Estas desviaciones se vuelven significativas bajo condiciones de alta presión o baja temperatura, donde las moléculas de gas están juntas. Los gases reales se desvían del comportamiento del gas ideal porque:

• Las moléculas de gas ocupan espacio y también tienen volumen.
• Existen fuerzas atractivas o repulsivas entre las partículas, especialmente cuando están cerca unas de otras.

Características del comportamiento del gas real

Los gases reales no siempre siguen exactamente la ley de los gases ideales. Pueden mostrar desviaciones especialmente notables cuando los gases están comprimidos o cerca de condensarse. Estas desviaciones a menudo se corrigen en los cálculos utilizando la ecuación de van der Waals, que tiene en cuenta el volumen molecular y las fuerzas atractivas:

(P + a(n/V)^2) (V - nb) = nRT

donde a y b son constantes específicas para cada gas, (n/V) es la concentración molar de las partículas de gas, y (P + a(n/V)^2) se ajusta a las fuerzas intermoleculares.

Ejemplo: Calculando la presión con la ecuación de van der Waals

Supongamos que tienes 1 mole de dióxido de carbono (CO₂) a 300 Kelvin en un recipiente de 10 litros. Las constantes para CO₂ son a = 3.592 L²·atm/mol² y b = 0.0427 L/mol. Calcula la presión utilizando la ecuación de van der Waals:

(P + a(n/V)^2) (V - nb) = nRT

Sustituir los valores:

(P + (3.592 atm L²/mol² × (1 mol / 10 L)²) (10 L - 0.0427 L/mol × 1 mol) = 1 mol × 0.0821 L atm/(mol K) × 300 K

Al simplificar la ecuación:

(P + 0.03592 atm) (9.9573 L) = 24.63 L atm

Finalmente, resuelve para P:

P = (24.63 L atm / 9.9573 L) - 0.03592 atm = 2.439 atm

La presión calculada para CO₂ bajo estas condiciones reales es 2.439 atm.

Explicaciones visuales

Para comprender visualmente las diferencias, considera dos recipientes idénticos llenos de gases en las mismas condiciones de temperatura y volumen, uno que contiene un gas ideal y el otro que contiene un gas real:

En estos ejemplos:

• Los círculos azules en el contenedor de gas ideal representan partículas de gas que se mueven sin interactuar entre sí, obedeciendo completamente las suposiciones de la ley de gases ideales.
• Los círculos rojos en el contenedor de gas real representan partículas de gas que tienen fuerzas atractivas entre ellas, representadas por líneas de conexión. Esto muestra una interacción más realista entre las partículas, lo que lleva a desviaciones del modelo de gas ideal.

Condiciones que afectan el comportamiento de un gas

La desviación entre los gases reales e ideales es más notable en ciertas situaciones:

• Alta Presión: Bajo alta presión, las moléculas de gas se acercan más entre sí. El volumen ocupado por las moléculas de gas se vuelve significativo y las fuerzas intermoleculares son más pronunciadas.
• Bajas Temperaturas: A bajas temperaturas, las moléculas de gas se mueven más lentamente, lo que aumenta el efecto de las fuerzas atractivas al acercarse más entre sí.

Escenario de ejemplo: Gas oxígeno en un tanque de buceo

Imagina un tanque de buceo de un buceador lleno de gas oxígeno a alta presión y baja temperatura bajo el mar. Bajo estas condiciones, el gas en el tanque se comportará como un gas real en lugar de un gas ideal. Este entendimiento es importante para ingenieros y fabricantes que diseñan equipos que deben operar de manera segura bajo diversas condiciones ambientales.

Las principales diferencias en resumen

Resumamos las principales diferencias entre los gases reales e ideales:

Aspecto	Gas ideal	Gas real
Volumen de partículas	Insignificante	Importante a alta presión
Fuerzas intermoleculares	Ignoradas	Considerables e importantes a bajas temperaturas
Términos aplicables	Alta temperatura, baja presión	Variables; requieren ajuste para alta presión y bajas temperaturas

Conclusión

Comprender la diferencia entre gases reales e ideales es importante para predecir con precisión el comportamiento de los gases en aplicaciones prácticas. Mientras que la ley de los gases ideales proporciona un marco útil para comprender el comportamiento de los gases en muchas situaciones, es el reconocimiento del comportamiento del gas real a través de ecuaciones como la de van der Waals lo que permite cálculos más precisos en ingeniería, química y ciencia ambiental.

En conclusión, aunque el concepto de un gas ideal proporciona simplicidad y facilidad de comprensión, los gases reales exhiben interacciones complejas que ocurren a nivel microscópico. Al reconocer estas diferencias y saber cómo tenerlas en cuenta en los cálculos, obtenemos una comprensión más profunda de cómo se comportan los gases en el mundo real.

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