Un gas ideal es aquel que se ajusta exactamente a los principios de la teoría molecular cinética, donde el volumen ocupado por las partículas de gas es insignificante en relación con el volumen total del recipiente, y no hay atracciones o repulsiones intermoleculares apreciables.

Los gases reales pueden desviarse del comportamiento ideal, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas. El grado de desviación se mide utilizando el factor de compresibilidad. El factor de compresibilidad se obtiene resolviendo para n en la ley de gas ideal: dividir el producto de presión y volumen por el producto de la constante y temperatura del gas (PV / RT) para un mol de una sustancia dada. En condiciones ideales, esta relación de PV / RT debe ser exactamente igual a 1.

Gases reales a alta presión

A presiones más altas, las moléculas de gas están más juntas en un espacio. Como resultado de esta aglomeración, las moléculas de gas experimentan fuerzas intermoleculares más atractivas. Las fuerzas intermoleculares mantienen más unidas a las moléculas, disminuyendo la fuerza y la frecuencia de las colisiones con la pared del contenedor y, por lo tanto, reduciendo la presión por debajo de los valores ideales. Además, a mayor presión, las moléculas ocupan una mayor proporción del volumen del recipiente. Con otras moléculas de gas ocupando una proporción mayor del volumen del recipiente, el volumen desocupado del recipiente disponible para cualquier molécula es más pequeño que en condiciones ideales. Esta disminución del volumen disponible provoca un aumento de la presión más allá de las condiciones ideales.

Figura 6.14. Factores de compresibilidad aproximados de tres gases a 250 K.

Gases reales a baja Temperatura

La temperatura también influye en las desviaciones del comportamiento ideal del gas (Figura 6.15). A medida que disminuye la temperatura, disminuye la energía cinética promedio de las partículas de gas. Por lo tanto, una mayor proporción de moléculas de gas no tiene suficiente energía cinética para superar las atractivas fuerzas intermoleculares de los átomos vecinos. Esto significa que las moléculas de gas se «pegan» entre sí y chocan con las paredes del recipiente con menos frecuencia y fuerza, disminuyendo la presión por debajo de los valores ideales.

Figura 6.15. Factor de compresibilidad aproximado del nitrógeno a diferentes temperaturas.

La ecuación de van der Waals

Figura 6.16 Johannes Diderik van der Waals

En 1873, el científico holandés Johannes van der Waals desarrolló una ecuación que compensa las desviaciones del comportamiento ideal de los gases. La ecuación de van der Waals utiliza dos constantes adicionales determinadas experimentalmente: a, que es un término para corregir las fuerzas intermoleculares, y b, que corrige el volumen de las moléculas de gas (Tabla 6.3 «Constantes seleccionadas de van der Waals para Moléculas de gas»).

Debe tenerse en cuenta que si los nuevos términos a y b son iguales a cero (en condiciones ideales), la ecuación se simplifica de nuevo a la ley del gas ideal: PV = nRT.

Tabla 6.3 Constantes seleccionadas de van der Waals para Moléculas de Gas.