Suposiciones de gas ideales:
* partículas de punto: Se supone que los gases ideales están hechos de partículas puntuales sin volumen. Las moléculas de hidrógeno son pequeñas, pero tienen un tamaño finito.
* Sin fuerzas intermoleculares: Se supone que los gases ideales no tienen fuerzas atractivas o repulsivas entre las moléculas. Las moléculas de hidrógeno tienen fuerzas débiles de van der Waals.
* Colisiones perfectamente elásticas: Se supone que los gases ideales tienen colisiones que conservan energía. Las colisiones reales de gas pueden involucrar la transferencia de energía.
Por qué el hidrógeno está cerca:
* Tamaño pequeño: Las moléculas de hidrógeno son las más pequeñas de todas las moléculas diatómicas, lo que hace que su contribución de volumen sea relativamente pequeña.
* Interacciones débiles: Las moléculas de hidrógeno tienen fuerzas intermoleculares muy débiles debido a su baja polarización.
* baja densidad: A bajas presiones y altas temperaturas, las moléculas están muy separadas, minimizando los efectos de interacción.
Cuando el hidrógeno se desvía:
* Presiones altas: A altas presiones, el volumen de las moléculas se vuelve significativo en relación con el espacio entre ellas, causando desviaciones del comportamiento ideal.
* bajas temperaturas: A bajas temperaturas, las fuerzas intermoleculares débiles se vuelven más importantes, lo que lleva a desviaciones.
Conclusión:
Si bien el gas de hidrógeno no es un gas ideal, se acerca al comportamiento ideal en condiciones de baja presión y alta temperatura . En muchas situaciones prácticas, tratarlo como un gas ideal puede proporcionar una buena aproximación. Sin embargo, para cálculos precisos, especialmente en condiciones extremas, es esencial considerar el comportamiento no ideal del hidrógeno.
