2.8: Gases reales versus gases ideales

Ahora, necesitamos ampliar las calificaciones con las que iniciamos este capítulo. Imaginamos que los resultados de una gran cantidad de experimentos están disponibles para nuestro análisis. Nuestra caracterización de estos resultados ha sido que todos los gases obedecen a las mismas ecuaciones: la ley de Boyle, la ley de Charles y la ecuación de gases ideal, y lo hacen exactamente. Esto es una simplificación exagerada. De hecho siempre son aproximaciones. Son aproximadamente ciertas para todos los gases bajo todas las condiciones “razonables”, pero no son exactamente ciertas para ningún gas real bajo ninguna condición. Es útil introducir la idea de gases hipotéticos que obedecen exactamente a las ecuaciones clásicas de gases. En la sección anterior, llamamos a la combinación de la ley de Boyle y la ley de Charles la ecuación ideal del gas. Llamamos a las sustancias hipotéticas que obedecen a esta ecuación gases ideales. A veces nos referimos a las leyes clásicas del gas colectivamente como las leyes de gas ideales.

A densidades de gas muy altas, las leyes clásicas del gas pueden ser aproximaciones muy pobres. Como hemos señalado, son mejores aproximaciones cuanto menor sea la densidad del gas. De hecho, los experimentos muestran que el comportamiento de presión-volumen-temperatura de cualquier gas real se acerca arbitrariamente al predicho por la ecuación de gas ideal en el límite a medida que la presión va a cero. Esta es una observación importante que utilizamos ampliamente.

A cualquier presión y temperatura dadas, las leyes de gas ideales son mejores aproximaciones para un compuesto que tiene un punto de ebullición más bajo que para un compuesto con un punto de ebullición más alto. Otra forma de decir esto es que son mejores aproximaciones para moléculas que se sienten débilmente atraídas entre sí que para moléculas que se sienten fuertemente atraídas entre sí.

Las fuerzas entre las moléculas hacen que ambas se atraigan y se repelan entre sí. El efecto neto depende de la distancia entre ellos. Si asumimos que no hay fuerzas intermolecularesfuerzas intermoleculares que actúen entre moléculas de gas, podemos desarrollar teorías exactas para el comportamiento de las cantidades macroscópicas del gas. En particular, podemos demostrar que tales sustancias obedecen a la ecuación del gas ideal. (Veremos que una ausencia completa de fuerzas repulsivas implica que las moléculas se comportan como masas puntuales). Evidentemente, la diferencia entre el comportamiento de un gas real y el comportamiento que exhibiría si fuera un gas ideal es solo una medida de los efectos de las fuerzas intermoleculares.

La ecuación de gas ideal no es la única ecuación que proporciona una representación útil para la interrelación de los datos de presión de gas, volumen y temperatura. Hay muchas ecuaciones de estado de este tipo. Todas son aproximaciones, pero cada una puede ser una aproximación particularmente útil en circunstancias particulares. Discutimos la ecuación de la ecuación de van der Waal y las ecuaciones viriales más adelante en este capítulo. Sin embargo, utilizamos ampliamente la ecuación de gas ideal.

Veremos que gran parte de la termodinámica química se basa en el comportamiento de los gases ideales. Como no hay gases ideales, esto puede parecer extraño, en el mejor de los casos. Si no hay gases ideales, ¿por qué perdemos el tiempo hablando de ellos? Después de todo, no queremos esforzarnos por digresiones tediosas, largas e inútiles. ¡Queremos entender cómo se comportan las cosas reales! Desafortunadamente, esto es más difícil. El encanto de los gases ideales es que podemos entender su comportamiento; la ecuación de gas ideal expresa esta comprensión en un modelo matemático. Los gases reales son otra historia. Podemos decir razonablemente que podemos entender mejor el comportamiento de un gas real entendiendo cómo y por qué es diferente del comportamiento de un gas ideal (hipotético) que tiene la misma estructura molecular.