¿Qué es un gas ideal?
Las moléculas de un gas están casi todas en espacio vacío, y el gas ideal es la ficción cómoda que lo toma al pie de la letra: partículas puntuales sin volumen propio ni atracción entre ellas, cuyas colisiones son perfectamente elásticas. Para la mayoría de los gases en condiciones cercanas a la ambiente, la ficción funciona con un error de una fracción de por ciento, y permite una ecuación compacta, PV = nRT, que relaciona presión, volumen, cantidad y temperatura con una única constante R. Cada ley de los gases con nombre de esta página es esa misma ecuación con algo mantenido fijo.
La regla que conviene recordar: en los cálculos con gases, la temperatura debe expresarse en kelvin. T(kelvin) es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, y 0 °C no significa «sin calor»: si se introduce Celsius en la ley de Charles o de Gay-Lussac, el resultado es silenciosamente absurdo.
Una ecuación, tres sombras
Mantenga la temperatura fija en PV = nRT y PV es constante: esa es la ley de Boyle. Comprima un gas a la mitad de su volumen y la presión se duplica (la muestra: 1 atm·2 L → 2 atm da 1 L). Mantenga la presión fija y V ∝ T: ley de Charles. Caliente 2 L de 0 °C a 100 °C (273 K a 373 K) y crecerán hasta 2,73 L. Mantenga el volumen fijo y P ∝ T: ley de Gay-Lussac, la razón por la que un aerosol cerrado advierte contra su incineración. No hay nada sagrado en qué variable queda en blanco: cada panel aquí resuelve la que deja vacía, y la ley combinada P1V1/T1 = P2V2/T2 hace los tres cambios a la vez.
CNPT y el mol de 22,4 litros
En CNPT (condiciones normales de presión y temperatura: 0 °C y 1 atm), un mol de cualquier gas (ideal) ocupa 22,414 L, un número que conviene memorizar porque convierte directamente entre moles y volumen. El panel de gas ideal reproduce exactamente este valor: 1 mol a 1 atm y 0 °C resuelve V = 22,414 L. Los químicos también usan NTP (25 °C, 1 atm), donde el volumen molar crece hasta unos 24,5 L: los mismos moles, gas más caliente.
Dalton: los gases se ignoran entre sí
En una mezcla, cada gas empuja sobre las paredes como si los demás no estuvieran; su parte de la presión total es su presión parcial, y el total es simplemente la suma. Mejor aún: presión parcial ÷ presión total = fracción molar. El aire es aproximadamente 78 % de N2 y 21 % de O2, así que a 1 atm el oxígeno aporta unos 0,21 atm. La muestra de Dalton (0,4 + 0,35 + 0,25 atm) suma 1,0 atm en total con fracciones molares de 40/35/25 %. Por eso las tablas de buceo y la fisiología de las profundidades se hacen con presiones parciales: la toxicidad del oxígeno depende de su presión, no de la de la mezcla.
Graham: las moléculas ligeras van más rápido
A la misma temperatura, todas las moléculas tienen la misma energía cinética media, así que las ligeras deben moverse más rápido; y la velocidad de efusión (escape a través de un orificio pequeño) va como 1/√M. La muestra compara el helio (4 g/mol) con el oxígeno (32 g/mol): el He escapa √(32/4) = 2,83 veces más rápido. Por eso un globo de helio se desinfla por la noche mientras los llenos de aire duran semanas.
Cuando los gases dejan de ser ideales
Dos supuestos fallan en los extremos: las moléculas sí ocupan espacio y sí se atraen entre sí. La ecuación de Van der Waals (P + an²/V²)(V − nb) = nRT corrige ambas cosas: b elimina el volumen que ocupan las propias moléculas, y a añade un tirón hacia dentro que suaviza sus choques contra las paredes. A alta presión domina el término de volumen y la presión real queda por encima de la ideal; cerca de la condensación domina la atracción y queda por debajo. La muestra de CO2 (1 L, 0,042 mol, 273 K) es el segundo caso: la ideal predice 0,9409 atm, Van der Waals 0,9362 atm: una diferencia pequeña pero real, que crece rápidamente a medida que el gas se acerca a convertirse en líquido. Regla práctica: pase a Van der Waals por encima de unas pocas centenas de atmósferas, cerca del punto de ebullición, o con gases que se atraen con fuerza, como el NH3 y el CO2.
Ideas erróneas habituales
- El Celsius sirve si se es coherente. Solo las diferencias de temperatura coinciden entre °C y K. Los cocientes como V1/T1 necesitan la temperatura absoluta: la ley de Charles da 2 L → 2,73 L en kelvin, pero un resultado absurdo en Celsius.
- Todo gas ocupa 22,4 L en CNPT. Por mol, sí: el número cuenta partículas, no especies. Y es un valor de gas ideal; los gases reales se desvían un poco.
- Los gases reales siempre se desvían hacia arriba. La dirección de la desviación depende del término dominante: el volumen excluido eleva la presión; las atracciones la reducen.
- Los globos de helio se encogen porque el caucho es poroso a la química. Es física: las moléculas pequeñas y rápidas se escapan por huecos minúsculos; la velocidad ∝ 1/√M.
Herramientas relacionadas: Termoquímica (calor y trabajo de los gases), Equilibrio (Kp a partir de presiones de gases) y Masa molar (la M de la ley de Graham).
