1. Sin fuerzas intermoleculares: Las partículas de gas ideales no tienen fuerzas atractivas o repulsivas entre ellas. Esto significa que se mueven independientemente el uno del otro.
2. Volumen insignificante de partículas: El volumen ocupado por las partículas de gas en sí se considera insignificante en comparación con el volumen total del contenedor.
3. Colisiones elásticas perfectas: Las colisiones entre las partículas de gas y las paredes del contenedor son perfectamente elásticas, lo que significa que no se pierde energía durante las colisiones.
4. Movimiento aleatorio: Las partículas de gas se mueven al azar en todas las direcciones con una amplia gama de velocidades.
5. La energía cinética promedio es proporcional a la temperatura: La energía cinética promedio de las partículas de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
En realidad, ningún gas es perfectamente ideal. Sin embargo, muchos gases se comportan bastante idealmente a bajas presiones y altas temperaturas. Esto se debe a que en estas condiciones, las fuerzas intermoleculares son débiles, y el volumen de las partículas se vuelve insignificante en comparación con el volumen del contenedor.
¿Por qué es importante el concepto de un gas ideal?
* Simplicidad: El modelo de gas ideal simplifica el estudio de gases al eliminar las complejidades de las fuerzas intermoleculares y el volumen de partículas.
* conveniencia matemática: La ley de gas ideal, que relaciona la presión, el volumen, la temperatura y el número de moles de un gas ideal, es una ecuación simple y útil.
* buena aproximación: El modelo de gas ideal proporciona una buena aproximación para el comportamiento de los gases reales bajo ciertas condiciones.
Ejemplos de comportamiento de gas ideal:
* helio (él): El helio, al ser un gas noble, tiene fuerzas intermoleculares muy débiles y un pequeño tamaño atómico. Se comporta cerca de idealmente a temperatura y presión ambiente.
* Hidrógeno (H2): El hidrógeno, una molécula liviana, también exhibe un comportamiento de gas ideal en condiciones normales.
nota: Los gases reales se desvían del comportamiento de gas ideal a altas presiones o bajas temperaturas, donde las fuerzas intermoleculares se vuelven más significativas. Esta desviación se explica por la ecuación de Van der Waals.
