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- - - - Un gas ideal es un conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento de gas ideal se tiene a bajas presiones es decir en el límite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gas se desvíe de la idealidad.
    - - Nitrogeno (N2), oxigeno (O2), hidrogeno (H2), Dioxido de carbono (CO2), Helio (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr)
  - - - Un gas real es aquel que existe en la naturaleza con diferentes estructuras químicas y que no muestra un comportamiento idealizado. Pueden ser moléculas diatómicas tales como el oxígeno, el nitrógeno, etc., así como moléculas monoatómicas, entre ellas el helio, el neón, y otros.
    - - Amoniaco (NH3), metano (CH4), etano (CH3CH3), eteno (CH2CH2), propano (CH3CH2CH3), butano (CH3CH2CH2CH3)
- - - - La presión necesaria para licuar un gas que se encuentra a su temperatura crítica se denomina presión crítica. Por último, el volumen que ocupa un gas que se encuentra a su temperatura y presión críticas es el volumen crítico. Los factores de orden intermolecular que determinan la desviación del comportamiento ideal de los gases serán también los determinantes del valor de las constantes críticas. Se comprende que la Tc será más baja en los gases que tengan fuerzas de atracción más débiles
    - - (p/V)Tc = 0 y (2 p/V2 )Tc = 0 (ecs. 19)
        Si aplicamos estas condiciones a la Ecuación de Van der Waals, podremos expresar las constantes a y b de la ecuación 16 en función de la presión y temperatura críticos de los gases
  - - - El factor de compresibilidad Z, es un factor de corrección, que se introduce en la ecuación de estado de gas ideal para modelar el comportamiento de los gases reales, los cuales se pueden comportar como gases ideales para condiciones de baja presión y alta temperatura, tomando como referencia los valores del punto crítico, es decir, si la temperatura es mucho más alta que la del punto crítico, el gas puede tomarse como ideal, y si la presión es mucho más baja que la del punto crítico el gas también se puede tomar como ideal.
    - - La desviación de un gas respecto de su comportamiento ideal se hace mayor cerca del punto crítico.
        Remitiéndonos a la sección de gases ideales tenemos:
        Pv= RT
        Introduciendo el factor de correcion Z:
        Pv= ZRT
        por lo tanto:
        Z= Pv/RT
- - - - La Ley de Charles es una ley de los gases que relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas a presión constante.
        En 1787 Charles descubrió que el volumen del gas a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en Kelvin):
        V = k · T (k es una constante).
        Por lo tanto: V1 / T1 = V2 / T2
        Si la temperatura aumenta el volumen aumenta, Si la temperatura disminuye el volumen disminuye
    - - Calentamos una muestra de Hidrógeno (H2) a la presión constante de 1 atmósfera. Empezamos con 75 ml a 100 K (-173ºC) y vamos subiendo de 100 en 100. Los valores del volumen obtenidos han sido: Estado 1: 100 K y 75 ml → V/T = 0,75 = k, Estado 2: 200 K y 150 ml → V/T = 0,75 = k, Estado 3: 300 K y 225 ml → V/T = 0,75 = k, Estado 4: 400 K y 300 ml → V/T = 0,75 = k, Estado 5: 500 K y 375 ml → V/T = 0,75 = k
  - - - La Ley de Gay-Lussac es una ley de los gases que relaciona la presión y la temperatura a volumen constante. En 1802 Gay-Lussac descubrió que a volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura (en grados Kelvin): P = k · T (k es una constante).
    - - Calentamos una muestra de aire a volumen constante. Empezamos en condiciones ambiente, es decir, presión de 1 atmósfera y temperatura de 22ºC (295ºK) y vamos subiendo de 100 en 100ºK. Los valores de presión obtenidos han sido:
        Estado 1: 295ºK y 1,00 atm → P/T = 0,00339 = k
        Estado 2: 395ºK y 1,34 atm → P/T = 0,00339 = k
        Estado 3: 495ºK y 1,68 atm → P/T = 0,00339 = k
        Estado 4: 595ºK y 2,02 atm → P/T = 0,00339 = k
        Estado 4: 595ºK y 2,02 atm → P/T = 0,00339 = k
  - - - La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. El volumen es inversamente proporcional a la presión: Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
    - - Comprimimos un pistón de aire a temperatura constante. Empezamos con un volumen de 100 ml a 0,4 atmósferas y vamos disminuyendo el volumen progresivamente.