Diferencia entre un gas ideal y un gas real

En este artículo veremos e ilustraremos las principales diferencias que existen entre un gas ideal y un gas real.

Diferencia 1:

Un gas se considera ideal a altas temperaturas y bajas presiones (condiciones ambientales). Los gases reales no cumplen necesariamente con este postulado.

¿Pero que consideramos como altas temperaturas y bajas presiones?.- El oxígeno a presión atmosférica normal (1 atmósfera) y temperatura ambiente (20 – 25 °C) seguramente se comportará como ideal; en cambio el vapor de agua a 1 atm. y 150 °C no se comporta como ideal.

Cualquier gas real puede comportarse como ideal dependiendo de las condiciones en que
se encuentre.

Diferencia 2:

En los gases ideales el factor de compresibilidad siempre será igual a la unidad (1), en los gases reales no se cumple este postulado.

Diferencia 3:

Para la ecuación de Van der Walls

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.

Ley de Gay–Lussac (1802) : Proceso isocoro o isometrico

Joseph Gay – Lussac, científico francés, realizó trabajos similares que Charles (proceso isobarico) y era también muy aficionado a los globos. En 1804, ascendió hasta 7000 metros en un globo lleno de hidrógeno, marca record que permaneció imbatida durante 50 años. A diferencia de Charles, Gay-Lussac mostraba gran interés por la quimica, así logro aislar al elemento boro, preparó FH (fluoruro de hidrógeno) y la identificación del ácido cianhídrico o prúsico (HCN), un gas muy venenoso y tóxico. También descubrió la ley estequiométrica de gases en una relación volumétrica sencilla y constante.

Si el volumen de un gas permanece constante (proceso isócoro) para una cierta masa de un gas, su presión absoluta varía directamente proporcional a la temperatura

Explicación según la teoria cinetica molecular : al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de las moléculas, como el volumen no varia entonces la frecuencia de choques por unidad de área aumenta, por lo que la presión aumenta. Por lo tanto, la presion aumenta directamente proporcional a la temperatura.

Matemáticamente podemos plantearlo de la siguiente manera:

Para dos estados del gas (inicial y final) tendremos:

Gráficamente la ley de Gay – Lussac queda representada así:

Ley de Jacques Charles (1787) : Proceso isobarico

Físico francés, fue pionero de los vuelos con globos que contienen gases calientes o globos aerostáticos. Charles, con ciertas limitaciones económicas, nunca llegó a publicar su trabajo. Gay-Lussac lo encontró por casualidad. Repitió el trabajo de Charles y lo publicó en 1802.

Charles en 1873, logró elevar un globo aerostático con un hombre. Este hecho impresionó tanto a Luis XVI, que le montó un laboratorio en la Sorbona.

La ley de los gases podemos plantearla de la siguiente manera:

Para cierta masa gaseosa (n = cte.), si la presion es constante (proceso isobárico), entonces su volumen varia en forma directamente proporcional a la temperatura

Por lo tanto una muestra de gas se expande cuando se calienta, y se contrae cuando se enfria.

Explicación según la teoria cinetica molecular : Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas aumenta, pero este aumento de la velocidad de las moléculas se compensa con el aumento de espacio que debe recorrer para colisionar (al aumentar el volumen), por lo que la frecuencia de choques o colisiones no se altera; por lo tanto, la presión no varia. En conclusión, el volumen varia directamente proporcional a la temperatura.

Ley de Robert Boyle (1662): Proceso isotermico

Robert Boyle fue uno de los primeros científicos experimentales. Además de descubrir la ley de los gases inventó la bomba de vacío y mostro que el aire es necesario para la combustión, respiración y transmisión del sonido. En su famosa obra: El químico escéptico, propuso que la materia esta compuesta de diversas partículas, que se pueden agrupar entre sí, formando sustancias químicas. Por lo tanto atacaba frontalmente a la teoria de los cuatro elementos (agua, tierra, aire y fuego) de Aristóteles.

Abate Mariotte, físico francés, en 1967 formuló con mayor precisión la ley de Boyle como resultado de sus experimentos de comprensibilidad de gases; por lo que se conoce también como la Ley de Boyle – Mariotte. Esta ley podemos plantearla de la siguiente manera:

Para una misma masa gaseosa ( n = cte), si la temperatura permanece constante (proceso isotérmico), la presion absoluta varia en forma inversamente proporcional a su volumen.

En la gráfica se puede deducir, según la ley de Robert Boyle:

P1  V1 = P2  V2

Según la teoría cinética molecular , al no variar la temperatura, la energía cinética (velocidad) de las moléculas no varia, pero al disminuir el volumen, la distancia recorrida para colisionar contra la pared del recipiente disminuye, por lo tanto aumenta la frecuencia de choques moleculares por unidad de área, aumentando así la presión. Por lo tanto el volumen varia inversamente proporcional a la temperatura.

Leyes del estado gaseoso

Son leyes experimentales (empíricas) descubirtas por diferentes científicos y en diferentes épocas, quienes realizaron trabajos cuidadosos con los gases reales.

Como una necesidad para explicar estas leyes experimentales, los científicos tuvieron que crear la teoría cinética molecular e inventar un modelo perfecto de gas (gas ideal).

La teoría cinética molecular tuvo un éxito espectacular al explicar satisfactoriamente estas leyes y otras como la ley de difusión gaseosa de Graham.

Entre las leyes de estado gaseoso que estudiaremos están:

a) Ley de Robert Boyle : proceso isotérmico – Entrar

b) Ley de Jacques Charles : proceso isobárico – Entrar

c) Ley de Gay Lussac : proceso isócoro o isométrico – Entrar

VER TODO EL TEMARIO DE ESTADO GASEOSO

Ley de Avogadro

Amadeo Avogadro, químico italiano (1776 – 1856), para explicar la ley de combinación quimica en fase gaseosa (propuesto por Gay Lussac), en 1811 planteó una hipótesis que actualmente se llama ley de Avogadro:

A las mismas condiciones de presión y temperatura (condiciones de Avogadro), los volúmenes de dos gases están en la misma relación que sus números de moléculas (números de moles)

Condición de Avogadro: P y T = constante

• Para un gas A : PV_A = n_ART
• Para un gas B : PV_B = n_BRT

Dividiendo las dos expresiones:

Si los gases ocupan igual volumen (Va = Vb) entonces también contienen igual número de moles; por lo tanto igual número de moléculas: n_a = n_b

Corolario de la Ley de Avogadro:

A igual P y T, el volumen molar (Vm) es igual para cualquier gas.

• Para un gas A : PVm_A = RT
• Para un gas B : PVm_B = RT

Dividiendo ambas expresiones:

Vm_A = Vm_B

De acuerdo con la ley de Avogadro, la relación entre los volúmenes que intervienen en una reacción es necesariamente idéntica a la relación entre moléculas. El propio Avogadro introdujo, para explicar las reacciones entre gases de acuerdo con esto, la idea de que los elementos gaseosos podían estar compuestos por moléculas diatómicas y no por atomos individuales.

La ley de Avogadro introducía, además la idea de considerar cantidades de cualquier sustancia que contuvieran el mismo número de partículas (átomos o moléculas) dando lugar así al concepto de mol.

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Ecuacion universal de gases ideales

Es denominada también ecuación de estado de los gases ideales, porque nos permite establecer una relación de funciones de estado, que definen un estado particular de una cierta cantidad de gas (n)

PV = nRT

Donde:

• R = constante universal de gases
• V = volumen de gas en litros (L)
• T = temperatura del gas, debe medirse en escala Kelvin (K)
• P = presion absoluta del gas

A continuación señalamos los principales valores de la constante universal de gases (R) que se utilizan al aplicar la ecuación universal. Solo dependen de las unidades de presión que se deben emplear.

Valores de R , si la presión se expresa en:

• Atmósfera → R = 0.082 atm L / K mol
• Kilopascal → R = 8.3 KPa L / K mol
• mmHg ó Torr → R = 62.4 mmHg L / K mol

Veamos las otras formas de expresar la ecuación universal:

donde:

• m = masa del gas en gramos (gr)
• M = masa molar del gas, expresado en g/mol

En función de la densidad (D = m / V) tenemos: