EL ESTADO GASEOSO: GASES REALES E IDEALES Y PRESION, TEMPERATURA Y VOLUMEN

1. UNIVERSIDAD DE CARTAGENA
FACULTAD DE INGENIERIA
PROGRAMA DE SISTEMAS
EL ESTADO GASEOSO: GASES REALES E IDEALES Y PRESION,
TEMPERATURA Y VOLUMEN
BRAYAN BATISTA
FERNANDO CASTILLA
DANIEL ARDILA
CARTAGENA, DISTRITO TURISTICO Y CULTURAL
EL ESTADO GASEOSO: GASES REALES E IDEALES Y PRESION, TEMPERATURA Y
VOLUMEN

2. Gases Reales e Ideales
El estado gaseoso es uno de los tres estados fundamentales de la materia, el cual
se identifica porque son sustancias formadas por átomos y/o moléculas que están
en movimiento constante. Se expanden, se difunden y se comprimen con cierta
facilidad, además de ejercer fuerzas sobre las paredes del recipiente contenedor.
El volumen está muy relacionado con los cambios de presión y de temperatura.
Como el gas no presenta forma y volumen definidos, tiende a ocupar
uniformemente el recipiente que los contiene.
Ahora bien, al investigar el comportamiento de los gases, se vio que, en realidad,
las leyes de la Teoría Cineticomolecular no se cumplen perfectamente. Esta
desviación depende del gas, de la temperatura a la que estudiamos y, sobre todo,
de la presión. Al aumentar la presión, también disminuye el volumen de la
molécula; en cambio, a temperatura constante, primero son más comprensibles de
lo que cabria esperar y, luego, menos. Solo a presiones muy bajas se comportan
como gases perfectos. También a 0 °C, el hidrogeno y el nitrógeno se comportan
de una forma más equilibrada que el metano. Y, cuando aumentamos la
temperatura, por ejemplo al etileno, a 20 °C, o al CO2, a 50 °C, el comportamiento
es todavía menos constante.
Con lo anterior definimos que:
Un gas ideal es aquel que se encuentra a bajas presiones, altas temperaturas y
bajas concentraciones. En él sus partículas no ejercen fuerzas de atracción entre
sí, tienen movimiento constante y en línea recta, sus movimientos son elásticos.
La presión es el resultado de los choques entre estas partículas con las paredes
del recipiente y la distancia entre una partícula y otra es insignificante lo cual hace
que su volumen sea despreciable.
Un gas real es aquel que no se comporta idealmente en todas las condiciones de
presión y temperatura. Todos los gases se desvían del comportamiento ideal,
sobre todo a presiones elevadas y a bajas temperaturas. Sus moléculas no se
mueven con plena independencia, sino que ejercen una atracción mutua.
En resumen: los gases ideales son los que siguen de forma perfecta las
características del estado gaseoso y cumplen sus leyes. No existe ningún gas real
que las cumpla; no obstante, se consideran gases ideales aquellos que se
comportan de forma parecida. En general, son aquellos que licuan muy por debajo
de 0 °C, como el helio, el hidrogeno, el nitrógeno y el oxigeno.

3. Presión, Temperatura y Volumen
Para definir el estado de un gas se necesitan tres magnitudes que son las que se
analizan en las leyes de la física. Estas son la presión, el volumen y la temperatura.
La relaciónmatemática entre estas cuatro magnitudes se denomina ecuación de
estado.
El volumen de un gas es el espacio en el cual se mueven las moléculas y
esta dado por el volumen del recipiente, ya que generalmente se desprecia
el espacio ocupado por aquellas. El volumen, V, se puede expresar en
metros cúbicos, m3, centímetroscúbicos, cm3, litros L, o mililitros mL.
La presiónes la fuerza por unidad de área, F/A, y la presión, P, de un gas
es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas al chocar contra las
paredes del recipiente.
La temperatura es la medida del grado de calor transferido de un cuerpo
de mayor temperatura a otro de menor temperatura, o como el grado de
movimiento de las partículas; generalmente se expresa en grados Kelvin
(K)o en grados centígrados (°C).
Ahora bien, las leyes físicas que nos permiten comprender las propiedades de los
gases son:
Ley de Boyle-Mariotte: para un gas a temperatura constante el producto
de la presión por el volumen permanece constante; es decir, el volumen es
inversamente proporcional a la presión, siendo la Temperatura constante.
P1V1 = P2V2
Ley de Charles-Gay-Lussac: el volumen de una masa fija de gas es
directamente proporcional a la temperatura absoluta, si se mantiene
constante la presión; dicho de otra manera: el volumen de una cantidad de
gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta, siempre que la
presión sea constante.
V1/T1 = V2/T2
Ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la presión de un gas varia
proporcionalmente con la temperatura absoluta. Esta ley relaciona la
variación de la presión con la temperatura cuando se mantienen constantes
el volumen y la cantidad de sustancia.
P1/T1 = P2/T2
Ley de Avogadro (Relación volumen-cantidad): los volúmenes de los
gases medidos a las mismas condiciones de presión y temperatura,
contienen el mismo número de moléculas y de moles.

4. Ley general de los gases: como el volumen de un gas depende de la
presión, la temperatura y el numero de moles, se pueden combinar las
leyes anteriores:
→ → PV = nRT
Siendo R el producto de las constantes B, C y A. La ecuación PV = nRT o
ley del gas ideal, relaciona las cuatro variables que describen el estado de
cualquier gas. Por esto se denomina ecuación de estado. Un gas que
cumpla con exactitud esta ecuación se llama gas ideal o perfecto. Bajo
temperatura ambiente y presiónatmosférica muchos gases siguen esta ley
con aproximación. Sin embargo, no puede ser usada a temperaturas bajas
y presiones elevadas.
El valor de la constante R se obtiene midiendo el volumen que ocupa un
mol de gas que se comporta idealmente a la presión de 1 atm y 273 K. El
valor de R y sus unidades depende de las unidades de las variables de V, P,
n y T, como se observa a continuación:
→ →

5. BIBLIOGRAFIA
Molécula I: William Manuel Mora Penagos; Diana Linet Parga Lozano /
Editorial Voluntad, 2003 / Págs. 88 - 93, 97 / Bogotá, Colombia
Enciclopedia Temática del Estudiante: Editorial Prensa Moderna
Impresores S.A., 2000 / Fascículo 30, Págs. 224 - 232 / Cali, Colombia
C - Todo / Ciencias: Sacramento Nieto; Rosa Escartín / THEMA Equipo
Editorial S.A., 2008 / Página 63 / Bogotá, Colombia
Enciclopedia Estudiantil EDUCAR - Química: Julio Cesar Poveda V. /
PANAMERICANA Formas e Impresos S.A., 1993 / Págs. 44 - 49 / Bogotá,
Colombia

6. INTRODUCCION
Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias
no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las
contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por
otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas
de otras, explicando así las propiedades:
Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son
capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas
gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en
comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las
contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos
entre unas moléculas y otras.
Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de
un gas, según sea un gas real o un gas ideal.
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que
escapa al comportamiento ideal, habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases
reales, que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en
el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya
sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría
de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los
cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de
Van der Waals.

7. OBJETIVOS
Reconocer que es en primera instancia un gas
Reconocer que es un gas ideal
Reconocer que es un gas real
Reconocer la relación de los gases con temperatura presión y
volumen

8. CONCLUSION
Un gas ideal es un gas hipotético formado por partículas puntuales, cuyas
moléculas no se atraen ni se repelen entre sí, y sus choques son perfectamente
elásticos (conservación de momento y energía cinética). Además, su volumen es
despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Se
considera como gas ideal, a un gas a “baja presión”, pero el calificativo “baja” debe
ser interpretado en función de la sustancia.
Por lo tanto, un gas ideal o perfecto sería aquel que cumple estrictamente con las
leyes de Boyle (a temperatura constante, el volumen de una masadefinida
de gas es inversamente proporcional a la presión) (PV=constante); y de Gay-
Lussac (a presión constante, el volumen de una masa determinada de
cualquier gas aumenta en la misma cantidad relativa por cada grado de aumento
de temperatura) (V/T=constante).
Las condiciones en las cuales un gas real se comportará cada vez más como
un gasideal, es cualquiera a temperaturas altas (pues las moléculas del gas tienen
tanta energía que las fuerzas intermoleculares y energía pérdida en colisiones son
insignificantes) y en las presiones muy bajas (como las moléculas del gas chocan
para que las fuerzas intermoleculares sean significativas).
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que
escapa al comportamiento ideal, habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases
reales, que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en
el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya
sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría
de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los
cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de
Van der Waals.

9. Diferencias de gases reales e ideales
Un gas ideal es aquel que cumple con la formula
Pv=nRT
v= Volumen
Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos
de sus derivados.
V=nRT
P=Presión
Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente.
P=nRT
T=Temperatura
Es la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK
T=PV
nR= Número de partículas
Cantidad de partes (moles) presentes.
n=PV
por lo tanto que cumple con la Ley de Boyle -Mariotte ,Chrales y Gay Lussac ,
aquellas que decian que alguna propiedad constante otras eran inversa o
directamente proporcional.
Un gas real es aquel gas que precisamente no se considera ideal esto quiere decir
no cumple con las anteriores.
En el mundo no hay gases ideales pero para problemas se consideran todos
ideales, además a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales las
diferencias son minimas.
OTRAS DIFERENCIAS
- Para un gas ideal la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas real,
"z" tiene que valer diferente que uno.
- La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que esta
para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser
diferente de uno, así que la formula queda de esta forma: p.V = z.n.R.T.
- La ecuación de Van der Waals se diferencia de las de los gases ideales por la
presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica
la presión.
- Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan
como gases ideales.