Gases reales

Supuestos de la ley de los gases ideales

La ley de los gases ideales se basa en una serie de supuestos sobre las partículas del gas.

1. Todas las partículas del gas están en constante movimiento y las colisiones entre las moléculas del gas y las paredes del recipiente provocan la presión del gas.
2. Las partículas son tan pequeñas que su volumen es despreciable comparado con el volumen ocupado por el gas.
3. Las partículas no interactúan. No hay fuerzas de atracción o repulsión entre ellas.
4. La energía cinética media de las partículas del gas es proporcional a la temperatura.

La primera suposición es cierta a cualquier temperatura por encima del cero absoluto.
La cuarta suposición es cierta para moléculas de gas pequeñas. Cuando hay múltiples átomos en una molécula, parte de la energía interna va a las vibraciones moleculares en lugar de al movimiento de traslación. En moléculas muy grandes, esto puede ser una parte significativa de la energía total, por lo que el KEave sería un poco más bajo de lo predicho por la ley de los gases ideales. (Discutiremos las vibraciones moleculares con más detalle la próxima vez.)

Volumen atómico/molecular

Para la mayoría de los gases a presión atmosférica, el volumen de la partícula de gas es realmente insignificante. Mire el helio, por ejemplo, con un radio atómico de 31 x 10-12 m.

Volumen del átomo de helio = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
Volumen de 1.0 mol de átomos de He = 1,2 x 10-31 m3 x 6,02 x 1023
= 7,5 x 10-8 m3 = 7,5 x 10-8 m3 x 103 L/m3 = 7,5 x 10-5 L

Sabemos que 1,0 mol de gas debe ocupar 24,47 L de volumen. Los átomos de helio ocupan 7,5 x 10-5/24,47 o el 0,00031% del volumen del gas.Para el helio a una presión de 1 atmósfera, esta es una suposición excelente.
Para moléculas de gas muy grandes y a presiones muy altas, el volumen de las partículas puede llegar a ser significativo. Existe una corrección de la ley de los gases ideales que puede aplicarse en estas condiciones y que tiene en cuenta el volumen real disponible.

Interacciones atómicas/moleculares

Todos los átomos y moléculas en la fase gaseosa tienen interacciones tanto repulsivas como atractivas con otros átomos y moléculas. La mayor parte del volumen de cualquier átomo se debe a su nube de electrones cargada negativamente. La interacción electrostática de dos áreas cualesquiera con la misma carga es repulsiva, por lo que cuando dos átomos se encuentran en la fase gaseosa sus nubes de electrones tienden a separarlos. La interacción repulsiva es especialmente fuerte cuando el gas está bajo alta presión porque el número de colisiones entre las partículas del gas aumenta con la presión. ¿Cómo afecta esta interacción a la presión? Recuerda que la presión se debe a la fuerza de las partículas de gas con una unidad de superficie del recipiente. Las partículas de gas golpearán la pared del recipiente con un poco más de fuerza si han sido empujadas por la nube de electrones de otra partícula. La posición de una nube de electrones alrededor de una partícula de gas no es constante. Puede fluctuar y así dejar la partícula con partes parcialmente positivas y partes parcialmente negativas. La nube de electrones negativa de otro átomo en fase gaseosa sería atraída electrostáticamente por la parte positiva de la primera partícula. Algunas moléculas de gas tienen dipolos permanentes, zonas de exceso de carga positiva y de exceso de carga negativa, debido a los enlaces polares. Las fuerzas de atracción entre las partículas de la fase gaseosa se denominan fuerzas de Van der Waals. En la medida en que las partículas del gas se adhieren entre sí, aunque sea muy brevemente, el número de partículas libres se reduce junto con la presión del gas.

Hay una corrección a la ley de los gases ideales que puede aplicarse para tener en cuenta los pequeños cambios de presión que resultan de las fuerzas entre partículas.