O química É a ciencia que estuda a composición e as transformacións que se poden producir na materia, en calquera das súas formas. Unha das áreas de estudo máis importantes en química é a de gases, xa que é necesario realizar unha análise do seu comportamento na Terra.
Os gases, como se pretende en toda a disciplina, deberían explicarse mediante ecuacións e outros elementos matemáticos e estatísticos, que en calquera caso son diferentes segundo o tipo de gas e as condicións que o rodean. Debido á complexidade destes cálculos, o químico Jan van Helmont (o mesmo que acuñou o concepto de gas) elaborou unha famosa Lei, que xeneraliza unha tendencia ao comportamento do gas, na súa relación entre a enerxía cinética e a temperatura.
O Lei de Van HelmontNa súa versión máis sinxela, indica que a temperatura constante o volume dunha masa fixa de gas é inversamente proporcional á presión que exerce: P * V = k constante. Non obstante, como calquera contribución científica, debe poder compaxinarse e garantir a súa fiabilidade, o que se constatou que non era o caso en todos os casos.
A conclusión á que se chegou é que non é que a lei estivese equivocada, senón iso só funcionou para un gas teórico, unha suposición de gas na que as moléculas non colapsan entre elas, sempre ten o mesmo número de moléculas que ocupan o mesmo volume nas mesmas condicións de presión e temperatura e non ten forzas de atracción ou repulsión.
O gas ideal, a pesar de non representar un gas que realmente existe, é un ferramenta para facilitar un gran número de cálculos matemáticos.
O ecuación xeral dos gases ideaisAdemais, resulta da combinación doutras dúas leis fundamentais para a química, que tamén asume que os gases cumpren as características dos gases ideais. A lei de Boyle-Mariotte relaciona o volume e a presión dunha cantidade de gas a temperatura constante, vendo que son inversamente proporcionais. A lei de Charles - Gay Lussac relaciona o volume e a temperatura, vendo que son directamente proporcionais cunha presión constante.
Non é posible crear un lista concreta de gases ideais, porque como se dixo é un único gas hipotético. Se pode enumerar un conxunto de gases (incluídos os gases nobres) cuxo tratamento pode ser idéntico ao dos gases ideais, porque as características son similares, sempre que as condicións de presión e temperatura sexan normais.
- Nitróxeno
- Osíxeno
- Hidróxeno
- Gas carbónico
- Helio
- Neón
- Argón
- Criptón
- Xenon
- Radón
O gases reais son, en oposición aos ideais, os que teñen un comportamento termodinámico e por iso non seguen a mesma ecuación de estado que os gases ideais. En alta presión e baixa temperatura, os gases inevitablemente deben considerarse reais. Nese caso dise que o gas está nunha condición de alta densidade.
O diferenza substancial entre o gas ideal e o gas real é que este último non se pode comprimir indefinidamente, pero a súa capacidade de compresión é relativa aos niveis de presión e temperatura.
O gases reais tamén teñen unha ecuación de estado que describe o seu comportamento, que é o proporcionado por Van der waals en 1873. A ecuación ten unha viabilidade bastante alta en condicións de baixa presión e modifica a ecuación do gas ideal ata certo punto: P * V = n * R * T, onde n é o número de moles do gas e R unha constante chamada "constante de gas".
Os gases que non se comportan de xeito similar aos gases ideais chámanse gases reais. A seguinte lista mostra algúns exemplos destes gases, aínda que tamén se poden engadir os que xa se listaron como gases ideais, pero esta vez nun contexto de alta presión e / ou baixa temperatura.
- Amoníaco
- Metano
- Etano
- Eteno
- Propano
- Butano
- Pentano
- Benceno
