1. Fuerzas atractivas y repulsivas:
* Asunción: La teoría cinética-molecular supone que las moléculas de gas tienen fuerzas intermoleculares insignificantes.
* Realidad: Las moléculas de gas reales experimentan fuerzas atractivas (como las fuerzas de van der Waals) a distancias cercanas y fuerzas repulsivas a distancias muy cortas. Estas fuerzas se vuelven significativas a altas presiones o bajas temperaturas cuando las moléculas están más juntas.
2. Volumen molecular no cero:
* Asunción: La teoría cinética-molecular supone que las moléculas de gas tienen un volumen insignificante en comparación con el volumen del contenedor.
* Realidad: Las moléculas de gas reales tienen un volumen finito. Este volumen se vuelve significativo a altas presiones cuando las moléculas se empacan más de cerca.
3. Colisiones no ideales:
* Asunción: La teoría quinética-molecular supone que las colisiones entre las moléculas de gas son perfectamente elásticas, sin pérdida de energía.
* Realidad: Las colisiones reales de gas pueden implicar cierta pérdida de energía debido a las fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas pueden hacer que las moléculas se "unan" durante breves períodos, afectando la transferencia de energía durante las colisiones.
4. Distribución de velocidad no uniforme:
* Asunción: La teoría-molecular cinética supone que las moléculas de gas tienen una distribución uniforme de las velocidades a una temperatura dada.
* Realidad: En gases reales, la distribución de velocidades se desvía de la distribución ideal de Maxwell-Boltzmann, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas.
Consecuencias de estas desviaciones:
* Los gases reales son más compresibles que los gases ideales: Esto se debe a las fuerzas atractivas entre las moléculas, que les permiten empacarse más de cerca.
* Los gases reales tienen diferentes puntos de ebullición que los gases ideales: Las fuerzas atractivas entre las moléculas afectan la energía requerida para superar estas fuerzas y ingresan a la fase gaseosa.
* El comportamiento real del gas puede desviarse significativamente de las leyes de gas ideales: La ley de gas ideal (PV =NRT) es solo una aproximación para gases reales, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas.
¿Cuándo se vuelven significativas estas desviaciones?
* Alta presión: A altas presiones, las moléculas están más juntas, lo que hace que las fuerzas intermoleculares y el volumen molecular sean más significativos.
* baja temperatura: A bajas temperaturas, las moléculas tienen menos energía cinética, lo que hace que las fuerzas intermoleculares sean más significativas.
Cómo explicar el comportamiento real del gas:
* Ecuaciones de estado: Ecuaciones como la ecuación de Van der Waals y la ecuación de Redlich-Kwong intentan explicar las desviaciones de los gases reales del comportamiento de gas ideal al introducir factores de corrección para las fuerzas intermoleculares y el volumen molecular.
En resumen, mientras que la teoría cinética-molecular proporciona una base útil para comprender el comportamiento del gas, los gases reales exhiben desviaciones de estos supuestos ideales, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas. Es importante considerar estas desviaciones para las predicciones precisas del comportamiento del gas en diversas aplicaciones.
