Definición de gas ideal

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Un gas ideal es un gas hipotético cuyo estado queda completamente determinado por la ley de los gases ideales bajo cualquier conjunto de condiciones. Es decir, es un gas cuya presión, temperatura, volumen y cantidad de materia (número de moles) se relacionan por medio de la siguiente ecuación matemática:

Ley de los gases ideales

donde P es la presión absoluta, V es el volumen que ocupa el gas, n es el número de moles de partículas del gas que están presentes, T es la temperatura absoluta y R es la constante universal de los gases ideales. Se trata de una ecuación de estado con tres grados de libertad, lo que significa que el conocimiento de tres de las cuatro variables (P, V, n y T) inmediatamente determina el valor de la cuarta y, por lo tanto, define completamente el estado del sistema.

Características de un gas ideal

  • Cumplen con la ley de gases ideales en todas las condiciones.
  • Están formados por partículas puntuales.
  • Sus partículas no interaccionan entre sí.
  • No sufren cambios de fase, es decir, no pueden sufrir condensación ni deposición.
  • Su energía interna es proporcional a la temperatura.
  • Tienen capacidades caloríficas, tanto específica como molar, constantes.

¿Por qué son ideales?

Los gases ideales representan un modelo simplificado del estado gaseoso, que es el estado más simple en el que podemos encontrar la materia. Es un modelo ideal (es decir, no es real), ya que cumplir con la ecuación de los gases ideales para cualquier valor de P, V, n o T, implica que un gas ideal se puede comprimir infinitamente hasta un volumen tan pequeño como queramos, sin que este deje de ser un gas (es decir, sin que pase a estado líquido o sólido), independientemente de la presión o de la temperatura.

Esto solo es posible en nuestra imaginación (de allí el término ideal, que proviene de idea, algo que solo existe en nuestra mente), ya que los gases están hechos de materia, y la materia, por definición, ocupa un volumen en el espacio. Esto significa que, si reducimos el volumen de un gas real constantemente, en algún momento las partículas del gas ocuparán todo el volumen disponible y no podremos seguir comprimiéndolo. Para que podamos comprimir un gas indefinidamente, tendría que estar formado por partículas puntuales, es decir, partículas que tienen masa pero que no ocupan un lugar en el espacio, cosa que no se ajusta a la realidad.

Además, la única manera en que un gas no condense a medida que lo comprimimos y acercamos las partículas unas con otras, es que las partículas no interaccionen de ninguna manera entre sí. En el mundo real, incluso las interacciones más débiles disminuyen con la distancia, lo que significa que aumentan a medida que acercamos a las partículas entre sí. Esto implica que al comprimir un gas real, en algún momento las partículas estarán lo suficientemente cercas unas de otras para que estas fuerzas sean lo suficientemente intensas como para unir a las partículas del gas entre sí, formando una fase condensada, es decir, un líquido o un sólido.

Gases reales que se comportan como gases ideales

Si los gases ideales no existen, cabe preguntarse, entonces, ¿para qué sirve este modelo? La respuesta es, afortunadamente, para mucho. Ningún gas real se comporta de forma ideal en todas las condiciones de presión, temperatura y volumen que podamos imaginar. Sin embargo, la mayoría de los gases reales sí que se comportan como si fueran ideales bajo ciertas condiciones específicas en las que las características que los hacen reales aportan tan poco a su comportamiento real que son despreciables.

Para que esto suceda, se deben cumplir básicamente dos condiciones principales:

  1. Que el volumen ocupado por todas las partículas del gas sea despreciable en comparación con el volumen disponible para moverse (es decir, el volumen del recipiente que los contiene). Esta condición busca que las partículas sean lo más parecidas posible a partículas puntuales.
  2. Que las interacciones entre partículas sean tan débiles y tan breves que prácticamente no puedan afectar el movimiento de las mismas dentro del recipiente.

La primera condición se cumple cuando la presión de un gas real es baja. En estas condiciones, hay muy pocas partículas, por lo que prácticamente todo el volumen del recipiente está disponible para que las partículas se muevan libremente.

La segunda condición se cumple a altas temperaturas. Recordemos que la temperatura es una medida directa de la energía cinética promedio de las partículas que conforman la materia, incluyendo a los gases. Cuanto mayor sea la temperatura, más rápidamente se desplazan las partículas dentro del recipiente, lo cual hace que los efectos de las fuerzas de atracción entre partículas sea despreciable.

También ayuda a que se dé la segunda condición el que las partículas que conforman el gas, sean estas moléculas o átomos individuales (como en el caso de los gases nobles), no sean polares y que la única forma de interacción posible entre una partícula y otra sean las fuerzas de dispersión de London, es decir, las interacciones intermoleculares más débiles que se conocen.

Referencias

Atkins, P., & de Paula, J. (2010). Atkins. Química física (8.a ed.). Editorial Médica Panamericana.

Chang, R. (2002). Fisicoquimica (1.a ed.). MCGRAW HILL EDDUCATION.

Chang, R. (2021). Quimica (11.a ed.). MCGRAW HILL EDDUCATION.

Farfan, R. (s. f.). Definicion de Gas Ideal. Scribd. https://es.scribd.com/document/261584369/Definicion-de-Gas-Ideal

Máxima U., J. (2021, 21 octubre). Gases Ideales. Características. https://www.caracteristicas.co/gases-ideales/

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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