Este documento discute el comportamiento de los gases reales en comparación con los gases ideales. Explica que los gases reales se desvían del comportamiento ideal a altas presiones o bajas temperaturas debido a las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. También presenta la ecuación de Van der Waals, que modifica la ecuación ideal para tener en cuenta estos efectos. Finalmente, analiza varios casos de estudio para ilustrar estas ideas.

1. FÍSICO - QUÍMICA
Semestre Académico III
Docente Ing. Cifrido Zaravia Sánchez

2. Gases Reales
La ecuación de los gases ideales solo es aplicable a los gases que tienen las siguientes propiedades.
A.- Sus moléculas tienen volumen despreciable (es que el volumen de las moléculas es pequeño).
B.- No existe interacción entre moléculas ya sea de atracción o repulsión.
Ej.: En este grafico muestra la relación PV
RT
VS P a temperatura dada

3. Z= Factor de Compresibilidad -> mide la desviación de las condiciones iniciales
ideales.
- Este gráfico aporta una prueba del comportamiento de un gas ideal para 1
mol de gas
PV
RT
= 1 independiente de la presión real del gas (cuando n=1
PV=nRT se convierte en
PV
RT
=1 a 0 ⁰C).
- Para los gases reales, esto es válido a Presiones bajas ≤ 5 atm a medida que
aumenta la presión, las desviaciones que ocurren son significativas.
- A presión atmosférica las moléculas de un gas están muy separadas y las
fuerzas de atracción son despreciables.

4. - A presiones elevadas aumenta la densidad del gas y las moléculas ahora
están más cerca unas de otras. Entonces las fuerzas intermoleculares
pueden ser muy significativas y afectan el movimiento de las moléculas. Por
lo que el gas no se comportara en forma ideal.
- Otra forma de observar el comportamiento no ideal de los gases es
disminuyendo la temperatura.
Concluyendo:
1.- Podemos decir los gases reales se comportan como un gas ideal a bajas
presiones.
2.- Es muy claro que tales gases no existen (A y B) pero la ecuación PV= nRT es
muy útil para muchos gases pero a temperaturas elevadas o presiones
moderadamente bajas ≤ 10 atm.

5. Para poder estudiar los gases reales con mayor exactitud es necesario modificar la ecuación del gas ideal
tomando en cuenta las Fuerzas Intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos.
De numerosas ecuaciones consideramos 2:
1ero Ecuación de Van der Waals -> Comportamiento del gas real a nivel molecular.
2do Ecuación Virial de estado -> Comportamiento del gas real son las fuerzas intermoleculares.
La Ecuación de Van der Waals
Trata de considerar el volumen finito de las moléculas individuales en un gas real y las fuerzas de atracción
entre ellas.
Modelo (P + 𝑎 𝑛
2
𝑉
2 ) (V – n b) = n RT
Donde:
(P + 𝑎 𝑛
2
𝑉
2 ) ->Frecuencia de Colisión
(V – n b) ->Volumen ocupado por el n de moles del gas
Χ

6. Z < 1 fácil de comprimir
Z > 1 difícil de comprimir
Z = 1 gas ideal
Al estudiar los gases reales con mayor exactitud es necesario
Conclusión modificar la ecuación del gas ideal tomando en cuenta las Fuerzas
Intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos.
En la ecuación de Van der Waals dada las constantes a y b se elijen para cada gas.
a= indica que tan fuerte se atraen las moléculas de un gas. En otras palabras relaciona con
la magnitud de las fuerzas de atracción.
Eje: He = 0.034
H2O = 5.47
O2 = 1.34
a= 𝑎𝑡𝑚 .𝐿2
𝑚𝑜𝑙2
Vemos que el He son las que tienen atracciones mas débiles puesto que su valor es
pequeño.
Χ

7. b= indica tamaño de la molécula. En otras palabras por lo general cuanto mas grande sea
una molécula o átomo > será b.
Eje: He = 0.0237
Ne = 0.0174
b= 𝐿
𝑚𝑜𝑙
Vemos que el He es mayor que el Ne
a y b son datos experimentales.

8. Casos de Estudio
1.- Dado que 3.50 moles de NH3 ocupan 5.20 L a 47 ⁰C, ¿Calculé la presión del gas (en atm) mediante:
a) La ecuación del gas ideal
b) La ecuación de Van der Waals
a) PV = nRT P = 𝑛𝑅𝑇
𝑉
=
3.50 𝑚𝑜𝑙 (0.0821
𝐿−𝑎𝑡𝑚
𝐾 −𝑚𝑜𝑙
) (320 𝐾)
5.20 𝐿
P = 17.7 atm
b) a = 4.17 atm . L2 /mol2 datos experimentales (tablas)
b = 0.0371 L/mol
(P + 𝑎𝑛
2
𝑉
2 ) 𝑉 −𝑛𝑏 = 𝑛𝑅𝑇
𝑎𝑛
2
𝑉
2 =
4.17 𝑎𝑡𝑚
𝐿
2
𝑚𝑜𝑙
2) 3.50 𝑚𝑜𝑙
2
5.20 𝐿
2 = 1.89 atm
nb = (3.50 mol) (0.0371 L/mol) = 0.130 L
Se sustituyen los valores en la ecuación de Van der Waals
(P + 1.89 atm) (5.20 L – 0.130 L) = (3.50 mol) (0.0821 L . atm/K . mol) (320 K)
P = 16.2 atm

9. • e
2.- Para sintetizar amoniaco mediante un Bio-Proceso se calientan 2000 moles de N2 en un recipiente de 800 L a 625
⁰C.
a) Calculé la P del gas si N2 se comporta como:
1.- Gas real
2.- Gas ideal
N2 a= 1.35 𝑎𝑡𝑚 .𝐿
2
𝑚𝑜𝑙
2 𝑡𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠
b= 0.0386 L/mol
1.-
P = 𝑛𝑅𝑇
𝑉 −𝑛𝑏
− 𝑎 𝑛2
𝑉2
P = ?
2.- PV = nRT
P = 𝑛𝑅𝑇
𝑉
P = ?
3.- Interprete sus resultados
(P + 𝑎𝑛2
𝑉
2 ) 𝑉 −𝑛𝑏 = 𝑛𝑅𝑇

10. Casos de Estudio – Gases Reales
1.- Calculé la presión ejercida por 4.37 moles de cloro molecular confinados en un
volumen de 2.45 L a 38 C.
Compare la presión con la calculada por medio de la ecuación del gas ideal.
Cl2 a= 6.49 𝑎𝑡𝑚 −𝐿2
𝑚𝑜𝑙2
b= 0.0562 L/mol
2.- A 27 ⁰C, 10.0 moles de un gas contenido en un recipiente de 1.50 L, ejercen una presión
de 130 atm.
¿Es este un gas ideal?

11. 3.- ¿Calculé la presión ejercida por 2.50 moles de CO2 confinados en un
volumen de 5 L a 450 K ? Compare la presión con la que predice la ecuación
del gas ideal.
CO2 a= 3.59 𝑎𝑡𝑚 .𝐿
2
𝑚𝑜𝑙2
b= 0.0427 L/mol
4.- En las mismas condiciones de temperatura y presión. ¿Cuál de los
siguientes gases se comportará más idealmente: Ne, N2 o CH4 ? Explique.