Gas real: definición, características y ejemplos
¿Qué es un gas real?
Un gas real es aquel que existe en la naturaleza con diferentes estructuras químicas y que no muestra un comportamiento idealizado. Pueden ser moléculas diatómicas tales como el oxígeno, el nitrógeno, etc., así como moléculas monoatómicas, entre ellas el helio, el neón, y otros. Incluso, puede haber gases más pesados, por ejemplo el dióxido de carbono, el metano y el amoníaco.
Los gases ideales es un modelo creado que orienta a comprender el comportamiento de los gases ante diversas condiciones ambientales. La llamada Ley de los Gases Ideales fue establecida por Benoit Paul Émile Clapeyron en 1834, enunciada en la fórmula siguiente: PV = nRT.
La ley se basa en un conjunto de asunciones, entre ellas: el asumir que las moléculas de un gas carecen de dimensiones, es decir, que son puntuales y que no existen fuerzas de atracción entre dichas moléculas.
Los gases reales no cumplen con estas asunciones. Bajo ciertas condiciones, como presiones altas y bajas temperaturas, se escapan del compartimiento de los gases ideales al aumentar las fuerzas intermoleculares. Asimismo, se incrementa la proporción del volumen de las moléculas en relación al espacio total ocupado por el gas.
Características de los gases reales
Existencia de fuerzas intermoleculares
Entre las moléculas de un gas existe una fuerza de atracción que tiende a juntarlas restringiendo su movilidad. Estas fuerzas intermoleculares son conocidas como fuerzas de van der Waals, en honor del científico holandés Johannes van der Waals (1837-1923).
Estas fuerzas intermoleculares son la interacción dipolo-dipolo y las fuerzas dispersivas de London. Asimismo, van der Waals en 1873 introdujo el efecto de las fuerzas intermoleculares en las ecuaciones de estado de un gas.
Al considerar tales interacciones, se tiene una desviación importante del comportamiento de los gases reales en relación a los gases ideales; en especial a presiones elevadas y a una reducción del volumen del gas, lo cual produce una mayor interacción entre las moléculas gaseosas.
Volumen de las moléculas
Entre las características atribuidas a los gases ideales están el de ser consideradas sus moléculas como puntuales; y por lo tanto, ser despreciable el volumen que ocupan en relación al espacio total del gas.
Sin embargo, el volumen ocupado por las moléculas de un gas real puede tener importancia cuando el gas es sometido a una presión que produce una reducción de su volumen, incrementándose la proporción que ocupa el volumen de las moléculas del gas en relación al espacio total ocupado por el gas.
Esta situación incrementa la magnitud de las fuerzas intermoleculares en el gas al aproximarse sus moléculas, lo cual trae consigo algunos cambios en las propiedades del gas. Por ejemplo, se produce una disminución en la presión teórica del gas ejercida sobre las paredes del recipiente que lo contiene.
Esto se debe a que disminuye la frecuencia de las colisiones de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Mientras, aumentan las colisiones entre las mismas moléculas, por lo que su movilidad se ve disminuida.
Ecuación de van der Waals
Los gases reales pueden acercarse al cumplimiento de la Ley de los Gases Ideales (PV = nRT) bajo condiciones específicas. Pero no bajo todas las condiciones, produciendo la necesidad de modificar la ley establecida.
Varios autores dieron su contribución a una modificación que pudiese adaptarse a los gases reales. Entre estas contribuciones se encuentra la Ecuación de van der Waals:
(P + an2/V2)(V-nb) = nRT
La expresión (an2/V2) es una corrección por la disminución de la presión ejercida por el gas producto de la interacción entre las moléculas de gas. El término ‘a’ es una constante empírica que es propia de cada gas y que tiene como unidad L2·atm·mol-2.
La expresión (V-nb) corrige el efecto de ignorar el volumen ocupado por las moléculas de un gas en las propiedades de un gas real. El término ‘b’ es obtenido empíricamente y tiene como unidad: L·mol-1, cuyo valor varía para cada gas. Asimismo, b representa el volumen ocupado por las moléculas del gas.
Efecto Joule-Thompson
Cuando un gas real es forzado a atravesar una válvula, se produce una reducción de su volumen; pero al salir de ella se expande, lo cual produce una disminución de la temperatura del gas. Esta característica ha encontrado aplicación en la refrigeración.
Factor de compresión (z) o compresibilidad de un gas
El factor de compresión (PV/nRT) es una relación que en los gases ideales tiene un valor constante de 1, independientemente de la presión o la temperatura a que sean sometidos.
Por el contrario, los gases reales, como por ejemplo: hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2) y dióxido de carbono (CO2), presentan un valor para el factor de compresión mayor de 1 cuando la presión que se ejerce sobre ellos es mayor a 400 atm.
No obstante, el dióxido de carbono y el oxígeno pueden presentar un valor del factor de compresión menor a 1 para una presión inferior menor a 400 atmósferas. En conclusión: el factor de compresión no es constante en los gases reales.
Licuefación
Los gases ideales al ser sometidos a un proceso de compresión y expansión adiabática disminuyen su temperatura y aumentan su densidad. Pero sin que ocurra un cambio de fase. En contraste, los gases reales sí experimentan un cambio de fase: se licúan, pasan a la fase líquida.
Aplicación de la ecuación de van der Waals
Calcular la presión que ejerce un mol del gas metano (gas real) en un recipiente de 0.5 L a 25 ºC.
a) Al aplicarle la ecuación de los gases ideales.
b) Al aplicarle la ecuación de van der Waal con un valor para la constante ‘a’ de 2.25 L2·atm·mol-2 y 0.0428 para la constante ‘b’.
En el inciso a)
PV= nRT
P = nRT/V
= (1 mol) (0.082 L·atm·mol-1·K-1)(298 K) / (0.50 L)
= 48.87 atm
Y en el inciso b)
(P + an2/V2)(V-nb) = nRT
a = 225 L2·atm·mol-2
b= 0.0428 L·mol-1
[P + (1 mol)2(2.25 L2·atm·mol-2/(0.5 L)2)][(0.500 L – 0.0428 L)] = (1 mol) (0.082 L·atm·mol-1)(298 K)
(P + 9 atm)(0.4572 L) = 24.36 atm·L
P = 44.28 atm
Se observa una disminución en la presión ejercida por el gas real cuando se usa la ecuación de van der Waals en lugar de la ecuación de los gases ideales. Esto es consecuencia de la existencia de las fuerzas intermoleculares y el volumen de las moléculas de los gases.
Ejemplos de gases reales
Todos los gases que existen en la naturaleza son reales, incluyendo los gases con moléculas diatómicas, como el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno, el cloro, el flúor, el bromo y el yodo; y los gases monoatómicos, como el helio, el argón, el criptón, el neón y el radón.
Además de compuestos químicos en estado gaseoso como el butano, el dióxido de carbono, el dióxido de azufre, el metano, entre otros.
Referencias
- Walter J. Moore. (1963). Physical Chemistry. In Chemical kinetics. Fourth edition, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Principios de fisicoquímica. Sexta edición. Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2020). Real gas. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (25 de agosto de 2020). Real Gas Definition and Examples. Recuperado de: thoughtco.com
- Clark Jim. (2017). Ideal gases and the ideal gas law. Recuperado de: chemguide.co.uk
- Chemistry LibreTexts. (10 de mayo de 2019). Real Gases. Recuperado de: chem.libretexts.org
- Enciclopedia de Ejemplos (2019). Gas Ideal y Gas Real. Recuperado de: ejemplos.co