Gas Ideal y gas real

Gases

La química es la ciencia que estudia la composición y las transformaciones que le pueden ocurrir a la materia, en cualquiera de sus formas. Una de las áreas más importantes de estudio en la química es la de los gases, pues es necesario llevar a cabo un análisis del comportamiento de estos en la Tierra.

Los gases, como se pretende en toda la disciplina, deberían ser explicados por medio de ecuaciones y otros elementos matemáticos y estadísticos, que de todos modos son diferentes según el tipo de gas y las condiciones de su alrededor. Por la complejidad de esos cálculos es que el químico Jan van Helmont (el mismo que acuñó el concepto de gas) elaboró una famosa Ley, que generaliza una tendencia al comportamiento de los gases, en su relación entre energía cinética y temperatura.

La Ley de van Helmont, en su versión más sencilla, indica que a temperatura constante el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce: P*V = k constante. Sin embargo, como cualquier aporte científico debe poder cotejarse y garantizarse su fiabilidad, lo que se vio que no ocurría en todos los casos.

La conclusión a la que se llegó es que no es que la Ley estaba equivocada, sino que solo funcionaba para un gas teórico, una suposición de gas en el que las moléculas no colapsan entre ellas, siempre tiene un mismo número de moléculas que ocupan el mismo volumen a las mismas condiciones de presión y temperatura, y no tiene fuerzas de atracción o repulsión.

Ejemplos de Gas Ideal

El gas ideal, pese a no representar un gas que realmente existe, es una herramienta para facilitar una gran cantidad de cálculos matemáticos.

La ecuación general de los gases ideales, además, resulta de la combinación de otras dos leyes fundamentales para la química, que también toma el supuesto de que los gases cumplen con las características de los gases ideales. La Ley de Boyle – Mariotte relaciona el volumen y la presión de una cantidad de gas a temperatura constante, viendo que son inversamente proporcionales. La Ley de Charles – Gay Lussac relaciona el volumen y la temperatura, viendo que son directamente proporcionales con presión constante.

No es posible elaborar una lista concreta de gases ideales, pues como se dijo se trata de un único gas hipotético. Si se puede enumerar un conjunto de gases (entre ellos los gases nobles) cuyo tratamiento puede ser idéntico al de los gases ideales, porque las características son similares, siempre y cuando las condiciones de presión y temperatura sean las normales.

1. Nitrógeno
2. Oxígeno
3. Hidrógeno
4. Dióxido de carbono
5. Helio
6. Neón
7. Argón
8. Kriptón
9. Xenón
10. Radón

Ejemplos de Gases Reales

Los gases reales son, en oposición a los ideales, aquellos que tienen un comportamiento termodinámico y por eso no siguen la misma ecuación de estado que los gases ideales. En alta presión y baja temperatura, los gases inevitablemente deben considerarse como reales. En ese caso se dice que el gas está a una condición de alta densidad.

La diferencia sustancial entre el gas ideal y el gas real es que este último no puede ser comprimido en forma indefinida, sino que su capacidad de compresión es relativa a los niveles de presión y temperatura.

Los gases reales también tienen una ecuación de estado que describe su comportamiento, que es la aportada por Van der Waals en 1873. La ecuación tiene una factibilidad bastante alta en condiciones de baja presión, y modifica en cierta medida la ecuación de los gases ideales: P*V = n * R * T, siendo n el número de moles del gas, y R una constante llamada ‘constante de los gases’.

Los gases que no se comportan en forma parecida a los gases ideales son los llamados gases reales. La siguiente lista expone algunos ejemplos de esos gases, aunque también se pueden agregar los que ya han sido enumerados como gases ideales, pero esta vez en un contexto de alta presión y/o baja temperatura.

1. Amoníaco
2. Metano
3. Etano
4. Eteno
5. Propano
6. Butano
7. Pentano
8. Benceno