1. Gas real
Se conoce como gas al fluido de densidad pequeña. Se trata de una
condición de agregación de ciertas materias que las lleva a expandirse de
manera indefinida, debido a que no poseen formatos ni volumen propios.
Los gases, por lo tanto, adoptan el volumen y la apariencia del bowl, frasco
o contenedor que los conserva.
El gas real, es aquel que posee un comportamiento termodinámico y
que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales. Los gases se
consideran como reales a presión elevada y poca temperatura.
En condiciones normales de presión y temperatura, en cambio, los
gases reales suelen comportarse en forma cualitativa del mismo modo que
un gas ideal. Por lo tanto, gases como el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno
o el dióxido de carbono se pueden tratar como gases ideales en
determinadas circunstancias.
Desviación Del Comportamiento Ideal
Las leyes de los gases suponen que las moléculas en estado gaseoso
no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción y de repulsión.
Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño y, por tanto
despreciable, en comparación con la del recipiente que las contiene. Un gas
que satisface estas dos condiciones se dice que exhibe un comportamiento
ideal.
Aunque se puede suponer que los gases reales se comportan como
un gas ideal, no se debe esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por
ejemplo, sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para
formar líquidos. Lo importante es poder diferenciar las situaciones en
donde el gas se puede considerar como ideal y aquellas en las que no.
Otra manera de observar el comportamiento no ideal de los gases es
disminuyendo la temperatura. Con el enfriamiento del gas, disminuye la

2. energía cinética de las moléculas que a su vez, pierden el impulso para
romper su atracción mutua.
Van der Waals, estudió la modificación de la ecuación del gas ideal,
para estudiar a los gases reales, considerando las fuerzas intermoleculares y
los volúmenes moleculares finitos.
Cuando una molécula se aproxima a la pared del recipiente las
atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a
suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global, es
una menor presión ejercida por el gas real de la que se esperaría para el gas
ideal.
La segunda corrección considera al volumen del gas. En la ecuación
ideal el volumen es el del recipiente; sin embargo, cada molécula ocupa un
volumen finito.
Considerando las correcciones anteriores, se llega a la siguiente
ecuación:
La ecuación anterior, se conoce como Ecuación de van der Waals,
donde a y b son constantes que se eligen para cada gas en particular. El
valor de a indica qué tan fuerte se atraen las moléculas de un gas
determinado y el valor de b, indica qué tan grande es la molécula del gas.

3. Ecuación de Van der Waals
La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado de un fluido
compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas
intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo
origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes Diderik van der
Waals, quien recibió el premio Nobel en 1910 por su trabajo en la ecuación
de estado para gases y líquidos, la cual está basada en una modificación de
la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al
comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y
la atracción entre sus partículas.

4. Una forma de esta ecuación es:
donde:
p es la presión del fluido, medido en atmósferas,
v es el volumen en el que se encuentran las partículas dividido por el
número de partículas (en litros),
k es la constante de Boltzmann,
T es la temperatura, en kelvin,
a' es un término que tiene que ver con la atracción entre partículas,
b' es el volumen medio excluido de v por cada partícula.
Si se introducen el número de Avogadro, NA, el número de moles n y,
consecuentemente, el número total de partículas n•NA, la ecuación queda
en la forma siguiente:
donde:
p es la presión del fluido,
V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido,
a mide la atracción entre las partículas scriptstyle a=N_mathrm{A}^2 a',
b es el volumen disponible de un mol de partículas scriptstyle ,
b=N_mathrm{A} b',

5. n es el número de moles,
R es la constante universal de los gases ideales
T es la temperatura, en kelvin.
Debe hacerse entre una distinción cuidadosa entre el volumen disponible
para una partícula y el volumen de una partícula misma. En particular, en la
primera ecuación scriptstyle ,v se refiere al espacio vacío disponible por
partícula. Es decir que scriptstyle ,v, es el volumen scriptstyle ,V del
recipiente dividido por el número total de scriptstyle ,n N_mathrm{A} de
partículas. El parámetro b', por el contrario, es proporcional al volumen
ocupado de una partícula —únicamente delimitado por el radio radio
atómico. Este es el volumen que se restará de scriptstyle ,v debido al
espacio ocupado por una partícula. En la derivación original de Van der
Waals, que figura a continuación, scriptstyle b' es cuatro veces el volumen
disponible de la partícula. Observe además que la presión scriptstyle ,p
tiende a infinito cuando el contenedor está completamente lleno de
partículas de modo que no hay espacio vacío dejado por las partículas a
moverse. Esto ocurre cuando scriptstyle ,V=n b.