He aquí por qué:
* Gas ideal: Un gas ideal es un concepto teórico que supone que las partículas de gas no tienen volumen, ni fuerzas intermoleculares y colisiones perfectamente elásticas. Esto permite cálculos simples utilizando la ley de gas ideal (PV =NRT).
* Gas real: Los gases reales tienen volumen finito, experimentan fuerzas intermoleculares (como la atracción y la repulsión), y las colisiones no son perfectamente elásticas. Estos factores causan desviaciones del comportamiento ideal.
¿Cuándo se comportan los gases reales más idealmente?
Los gases reales se comportan más como gases ideales bajo ciertas condiciones:
* baja presión: A bajas presiones, las partículas de gas están muy separadas, minimizando las fuerzas intermoleculares.
* Alta temperatura: A altas temperaturas, las partículas tienen más energía cinética, reduciendo el impacto de las fuerzas intermoleculares.
Ejemplos de comportamiento ideal frente a gas real:
* oxígeno a temperatura ambiente y presión: Se comporta muy cerca de un gas ideal.
* dióxido de carbono a alta presión: Se desvía significativamente del comportamiento ideal debido a fuertes fuerzas intermoleculares.
En resumen: Si bien el concepto de gas ideal es útil para simplificar los cálculos, los gases reales siempre exhiben cierta desviación del comportamiento ideal. El alcance de esta desviación depende del gas específico y de las condiciones a las que está sujeto.
