1. • Jiménez González Luis Antonio
•De Jesus Marcial Fernando
• Carlos Moreno Giles
Grupo: 2EM3

2. Se denomina gas:
Moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción,
haciendo que no tengan volumen y forma definida
Un gas ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene debido a la
alta energía cinética de las moléculas
El volumen de un gas se puede reducir fácilmente mediante la acción de
una fuerza externa
Poseen alta energía cinética molecular, puesto que las moléculas se
mueven muy rápido

3. Variables termodinámicas del estado gaseoso
Presión (P)
La presión de un gas depende básicamente de dos factores:
•El número de moléculas que colisionan en una cierta área (A)
•La fuerza con que choca o colisiona cada molécula

4. Volumen (V)
El gas ocupa todo el volumen del recipiente, por lo tanto su volumen es igual a la
capacidad que tiene el recipiente.
Temperatura (T)
Es la medida relativa de la energía cinética promedio de las moléculas. En el
sistema internacional se mide en grados kelvin.

6. Gas ideal
Es un gas que consta de partículas materiales puntuales de masa finita, entre las
cuales no existen fuerzas que actúan a distancia y cuando chocan, lo hacen
siguiendo las leyes de colisiones de las esferas.
Un gas ideal es aquel en el que el producto de su volumen y la presión por el
inverso del producto del numero de moles y la temperatura, permanecen
constantes.
PV=nRT
Donde :
P= Presión absoluta a la que se encuentra el gas (atm)
V= Volumen ocupado por el gas (m³)
n= Número de mole del gas (mol)
R= Es la constante Universal de los gases (8.314 J/mol K)
T= Temperatura absoluta (K)

7. En resumen los sistemas gaseosos ideales son aquellos regidos por
generalizaciones basadas en la experiencia y en la actualidad explicadas por la
teoría cinética molecular. Un gas puede considerarse ideal a altas temperaturas y
bajas presiones.

8. Gas real
• Los gases reales suelen comportarse en forma cualitativa del mismo modo
que un gas ideal.
• A diferencia de los ideales las moléculas de los reales tienen atracción
intermolecular.
• Dependiendo de la presión pueden ser mas compresibles (baja) o menos
compresibles (alta) que los gases ideales.
• Van der Waals introduce dos valores, asignándoles las letras a y b, a partir de
la ecuación de los ideales conocidas como constantes de Van der Waals, que
depende de la sustancia que se esté estudiando en cada caso.

9. •La ley de Van der Waals también permite entender bien los procesos de
condensación de los gases, existiendo para cada gas una temperatura critica, la
cual representa la frontera del paso a la condensación:
T > Tc, no se puede condensar el gas.
T< Tc, es posible condensar el gas si éste se comprime a una presión adecuada

10. Teoría Cinética Molecular
 Los gases están compuestos de moléculas en movimiento aleatorio y estas
colisionan entre si y con las paredes del recipiente contenedor del gas.
 Las colisiones son elásticas.
 No hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede haber
transferencia de energía entre las moléculas que chocan.
 Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de
modo que no existe atracción intermolecular alguna.
 Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal, los gases
reales se aproximan a este comportamiento en diferentes condiciones.

11. Referencias
http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/te
rmo1p/gasreal.html
http://quimica.laguia2000.com/leyes-quimicas/ley-de-los-
gases-reales
http://definicion.de/gas-real/