Este documento explica las diferencias entre un gas ideal y un gas real. Un gas ideal es hipotético y se comporta como partículas puntuales sin interacción, lo que facilita cálculos. Un gas real tiene volumen molecular y atracción entre moléculas. A presión alta y baja temperatura, los gases se comportan de forma real. Las fuerzas de Van der Waals describen las interacciones entre moléculas reales. La ley de Van der Waals relaciona presión, volumen y temperatura para gases reales.

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio para la educación universitario
Instituto Universitario Politécnico. “Santiago Mariño”.
Extensión C.O.L- Cabimas.
“DIFERENCIAS CONCEPTUALES Y FORMAS DE OBTENCIÓN ENTRE
GAS IDEAL Y GAS REAL
ALUMNA: MARBELYS CASTRO
C.I: 15.312.359
CARRERA: ING. PETROLEO

2. INTRODUCCIÓN
Un gas ideal no existe! Probablemente no es la mejor manera de comenzar
este artículo, para que un gas exista, este debe ser real. Lo que si existe es
el “Modelo de Gas Ideal”. Este modelo es de gran utilidad ya que permite,
bajo ciertas condiciones, determinar de manera sencilla el comportamiento
PVT (presión/volumen/temperatura) de un gas.

3. “DIFERENCIAS CONCEPTUALES Y FORMAS DE OBTENCIÓN ENTRE
GAS IDEAL Y GAS REAL”.
Un gas ideal es un gas hipotético que permite hacer consideraciones
prácticas que facilitan algunos cálculos matemáticos. En un gas ideal el
volumen ocupado por sus moléculas es el mínimo en comparación con el
volumen total, por este motivo no existe atracción entre sus moléculas
Gas Real: En un gas real sus moléculas ocupan un volumen determinado y
existe atracción entre las mismas. Es evidente que en caso de un gas real
sus moléculas ocupan un volumen determinado y existe atracción entre las
mismas.
El gas ideal está contemplado como parte del grupo de los gases teóricos
por componerse de partículas puntuales que se mueven de modo aleatorio y
que no interactúan entre sí.
El gas real, en cambio, 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.
Todo ello nos llevaría a tener que hacer mención a lo que se conoce como
las fuerzas de Van der Waals, que son aquellas fuerzas, tanto repulsivas
como atractivas, que se dan entre moléculas y que en el caso de los gases
reales son bastante pequeñas. Aquellas reciben su nombre del científico
Johannes van der Waals, un neerlandés que obtuvo el Premio Nobel de

4. Física en el año 1910 y que se convirtió en un referente gracias a aquellas.
Asimismo a partir de aquellas se estableció además lo que se conoce como
Ley de Van der Waals que es definida como una ecuación de estado que se
origina a partir de lo que es la ley de los gases ideales. En ella toman
protagonismo la presión del gas, el número de moles que es equivalente a la
cantidad de sustancia, el constante universal de los gases o el volumen
ocupado por el gas. Y todo ello sin olvidar tampoco la conocida como
temperatura en valor absoluto.

5. CONCLUSIÓN
Los gases ideales solo son algo hipotético, nos sirven para realizar cálculos
matemáticos. Estos gases tienen la densidad muy baja y su atracción
intermolecular es nula. Existen varias fórmulas para determinar tanto su
masa, atmosferas, volumen, moles y temperatura.

6. CONCLUSIÓN
Los gases ideales solo son algo hipotético, nos sirven para realizar cálculos
matemáticos. Estos gases tienen la densidad muy baja y su atracción
intermolecular es nula. Existen varias fórmulas para determinar tanto su
masa, atmosferas, volumen, moles y temperatura.