Los Gases
Ley de los gases ideales
Diagrama presión-volumen a temperatura constante para un gas ideal.
La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elasticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que mas se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.
Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.
La ecuación de estado
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

Donde:
= Presión
= Volumen
= Moles de Gas.
= Constante universal de los gases ideales .
= Temperatura absoluta

Teoría cinética molecular
Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.
Todo gas ideal esta formado por N pequeñas partículas puntuales (atomos o moléculas).
Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
Un gas ideal ejerce una presión continuasobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de este.
Los choques moleculares son perfectamente elasticos. No hay pérdida de energía cinética.
No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
En estas circunstancias, la ecuación de los gases se encuentra teóricamente

donde κB es la constante de Boltzmann, donde N es el número de partículas.
[editar] La ecuación de estado para gases reales
Artículo principal: Ley de los gases reales
Valores de R









Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

Donde:
= Presión del gas
= Volumen del gas
= Número de moles de gas
= Constante universal de los gases ideales
= Temperatura del gas
y son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.
[editar] Ecuación general de los gases ideales
Partiendo de la ecuación de estado:Tenemos que:

Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2:

Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

[editar] Formas alternativas
Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M)

y sustituyendo , obtenemos:

donde:

Esta forma de la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión, la densidad ρ = m/ V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la cantidad del gas considerado.
En mecanica estadística las ecuaciones moleculares siguientes se derivan de los principios basicos:

Aquí k es el constante de Boltzmann y N es el número actual de moléculas, a diferencia de la otra fórmula, que utiliza n, el número de moles. Esta relación implica que Nk = nR, y la coherencia de este resultado con el experimento es una buena comprobación en los principios de la mecanica estadística.
Desde aquí podemos observar que para que una masa de la partícula promedio de μ veces la constante de masa atómica m U (esdecir, la masa es μ U

y desde ρ = m/ V, nos encontramos con que la ley del gas ideal puede escribirse como:

Procesos gaseosos particulares
Procesos realizados manteniendo constante un par de sus cuatro variables (n, P , V, T), de forma que queden dos; una libre y otra dependiente. De este modo, la fórmula arriba expuesta para los estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o mas parametros constantes. Según cada caso, reciben los nombres
Ley de Boyle-Mariotte
Artículo principal: Ley de Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de gas constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión

Leyes de Charles y Gay-Lussac
En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobarico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.
Proceso isobaro ( Charles)
Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac

[Proceso isocoro ( Gay Lussac)
Artículo principal: Segunda ley de Gay-Lussac

Ley de Avogadro
La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquiergas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que

Esta ecuación es valida incluso para gases ideales distintos. Una forma alternativa de enunciar esta ley es
Ley de los gases reales
Un gas real se define como un gas con un comportamiento termodinamico que no sigue la ecuación de estado de los gases ideales.
Un gas puede ser considerado como real, a elevadas presiones y bajas temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes. Bajo la teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal se debe basicamente a dos hipótesis
-          las moléculas de los gases no son puntuales.
-          La energía de interacción no es despreciable.
La representación grafica del comportamiento de un sistema gas-líquido, de la misma sustancia, se conoce como diagrama de Andrews. En dicha grafica se representa el plano de la presión frente al volumen, conocido como plano de Clapeyron.
Se considera a un gas encerrado en un cilindro con un embolo móvil. Si el gas se considera ideal, se mantiene la temperatura constante, obteniendo en el plano de Clapeyron líneas isotermas, es decir, líneas hiperbólicas que siguen la ecuación:
p.V= cte.
Si en cambio, consideramos a un gas como real, veremos que solamente con la temperatura  bastante alta y la presión bastante baja, las isotermas se acercan a lashipérbolas, siguiendo la ecuación de estado de los gases perfectos.
Potencial de Lennard Jones
Siguiendo una observación experimental, vemos una importante diferencia entre el comportamiento de los gases reales e ideales. La distinción primordial es el hecho de que a un gas real no se le puede comprimir indefinidamente, no siguiendo así la hipótesis del gas ideal. Las moléculas ocupan un volumen, pero los gases reales son, a bajas presiones mas comprimibles que un gas ideal en las mismas circunstancias, en cambio, son menos comprimibles cuando tienen valores de presión mas elevadas. Este comportamiento depende mucho de la temperatura y del tipo de gas que sea.
El comportamiento de estos gases, puede ser explicado debido a la presencia de fuerzas intermoleculares, que cuando tienen valores de temperatura pequeños, son fuertemente repulsivas, y en cambio, a temperaturas altas, son débilmente atrayentes.
La ley física de los gases reales, también conocida como ley de Van der Waals, describe el comportamiento de los gases reales, tratandose de una extensión de la ley de los gases ideales, mejorando la descripción del estado gaseoso para presiones altas y próximas al punto de ebullición.
La ley de los gases reales, toma el nombre del físico holandés Van der Waals, el cual propone su trabajo de los gases en 1873, ganando un premio Nobel en 1910por la formulación de ésta ley.
La ley de Van der Waals e una ecuación de estado a partir de la ley de los gases ideales :
p.V = n.R.T
El físico holandés, introduce dos valores, asignandoles las letras a y b, conocidas como constantes de Van der Waals, que depende de la sustancia que se esté estudiando en cada caso.
La fórmula de la ley de Van der Waals, es
( p + a. n^2 / V^2 ) . ( V – nb) = nRT
De donde p, hace referencia a la presion del gas.
n= cantidad de sustancia ( número de moles)
V= volumen ocupado por el gas
R= constante universal de los gases
T= temperatura en valor absoluto.
Los valores de las costantes de Van der Waals para los gases mñas comunes, estan recogidos en tablas.
Si comparamos la ley de Van der Waals con la ley de los gases ideales, cuando la presión de un gas no es demasiado alta, el modelo de Van der Waals puede decirse que su modelo y el de los gases ideales no difieren mucho.
La ley de Van der Waals también permite entender bien los procesos de condensación de los gases, existiendo para casa gas una temperatura, Tc, conocida como temperatura critica, la cual representa la frontera del paso a la condensación:
para T > Tc, no se puede condensar el gas.
Para T< Tc, es posible condensar el gas si éste se comprime a una presión adecuada, que es mas baja cuanto mas baja es la temperatura.