Hasta ahora, hemos descrito lo que es un gas ideal: aquél que está formado por partículas puntuales (es decir, sin tamaño) que no interaccionan entre si.
Por supuesto, esto es una aproximación. Las partículas son muy pequeñas, pero sí tienen cierto tamaño, y sí sufren ciertas fuerzas entre ellas. Pero en muchas circunstancias esta aproximación da resultados lo suficientemente buenos como para que la podamos usar con bastante precisión. Claro, si no fuera así, el gas ideal no habría trascendido hasta nuestros días (como tantos otros modelos y teorías científicas que, en su día, parecían buena idea, pero fracasaron).
En general, la aproximación de gas ideal funciona mejor con gases diluidos (es decir, a baja presión), o bien que se encuentran en altas temperaturas, muy por encima de la temperatura a la que se licuarían.
El motivo por el que los gases en baja presión se acercan al ideal es fácil de entender. Si el gas está diluido, hay muy pocas partículas, por lo que la distancia entre ellas será mayor, de forma que las dos aproximaciones que definen un gas ideal se cumplirán mejor.
Por otro lado, si un gas se encuentra muy cerca de su punto de licuefacción, quiere decir que si se reduce un poco la temperatura se condensará en el líquido correspondiente. Es decir, las fuerzas de atracción intermoleculares empiezan a ser importantes, tanto que están apunto de licuar el gas. En estas condiciones, la aproximación de gas ideal fracasará miserablemente. Es el caso, por ejemplo, del vapor de agua; su comportamiento dista mucho del ideal, ya que normalmente lo producimos hirviendo agua, es decir, estando cerca del punto de ebullición.
Sin embargo, si el gas se encuentra muy por encima del punto de licuefacción, la interacción entre partículas será mucho menos importante, por lo que el comportamiento se aproximará más al ideal.
Pero, ¿qué pasa cuando el gas ideal es una mala aproximación? Nos gusta tomar la aproximación más simple que sea representativa de la realidad. Pero si la naturaleza se empecina en complicarnos las cosas, no tenemos más remedio que buscar un nuevo modelo que describa mejor lo que ocurre.
Esta nueva aproximación se conoce con el nombre de gas de Van der Waals, y se caracteriza precisamente por añadir nuevos parámetros que tienen en cuenta tanto que las partículas tienen cierto tamaño, y que sienten ciertas fuerzas de atracción entre si. Estos nuevos parámetros hacen que el tratamiento matemático del gas sea algo más fastidioso, aunque tampoco tanto.
En la vida cotidiana no podemos ver las partículas, son demasiado pequeñas. Así que caracterizamos los gases básicamente usando magnitudes macroscópicas: presión, volumen y temperatura. En lo que queda de esta mini-serie de posts explicaremos cómo pasamos del mundo microscópico (donde sólo tenemos el movimiento de cada partícula) al macroscópico.
En Genciencia | ¿Qué es un gas? 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 y 9
Foto | Mattk1979
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