Gases ideales y gases reales: diferencias y ejemplos

Q: ¿Existe algún gas ideal en la realidad?

No. El gas ideal es un modelo teórico. Todos los gases son reales, aunque algunos, como el helio o el nitrógeno, se comportan casi como ideales a presión baja y temperatura alta.

Q: ¿Cuál es el gas que más se parece a un gas ideal?

El helio, porque sus átomos son muy pequeños, apolares y apenas se atraen; tiene la constante a de Van der Waals más baja de todos los gases.

Q: ¿Cuándo un gas real se comporta como ideal?

A presiones bajas y temperaturas altas, lejos de su punto de licuefacción, porque las moléculas están muy separadas y sus atracciones son despreciables.

Q: ¿Qué es el factor de compresibilidad Z?

Es el cociente PV/nRT. Vale 1 en un gas ideal; si es menor que 1 dominan las atracciones y si es mayor domina el volumen propio de las moléculas.

Q: ¿Qué ecuación describe un gas real?

La más conocida es la de Van der Waals, que añade a PV = nRT dos constantes: a, para las atracciones, y b, para el volumen de las moléculas. También se usan la ecuación del virial y la de Redlich-Kwong.

Un gas ideal es un modelo teórico en el que las partículas no ocupan volumen ni se atraen entre sí, mientras que un gas real es cualquier gas que existe en la naturaleza. Ningún gas es ideal en sentido estricto, pero muchos, como el helio, el nitrógeno o el oxígeno, se comportan casi como tales a presión baja y temperatura alta. En este artículo verás decenas de ejemplos reales, con datos, para distinguir cuándo vale el modelo ideal y cuándo hay que corregirlo.

¿Qué son los gases ideales y los gases reales?

El gas ideal (o gas perfecto) es una idealización que cumple exactamente la ecuación de estado PV = nRT, donde P es la presión, V el volumen, n el número de moles, T la temperatura absoluta y R la constante de los gases (0,082 atm·L/mol·K u 8,314 J/mol·K). Este modelo reúne las leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac, y se apoya en la teoría cinética molecular.

Un gas real es una sustancia en estado gaseoso cuyas moléculas tienen tamaño propio y ejercen fuerzas de atracción entre sí (fuerzas de Van der Waals, puentes de hidrógeno). Por eso, a presiones altas o temperaturas bajas, se aparta de PV = nRT y puede llegar a licuarse. Para describirlo se usa, por ejemplo, la ecuación de Van der Waals (1873):

(P + a·n²/V²)·(V − n·b) = nRT, donde a corrige la atracción entre moléculas y b el volumen que ocupan.

Características

Gas ideal (modelo)	Gas real
Partículas puntuales, sin volumen propio	Moléculas con volumen propio (constante b)
Sin fuerzas de atracción ni repulsión	Fuerzas intermoleculares (constante a)
Choques perfectamente elásticos	Interacciones que alteran la energía
Nunca se licúa	Se licúa por debajo de su temperatura crítica
Factor de compresibilidad Z = PV/nRT = 1 siempre	Z distinto de 1 (mayor o menor)
1 mol ocupa 22,4 L a 0 °C y 1 atm	Se acerca a 22,4 L solo a presión baja

Regla práctica: un gas real se parece más al ideal cuanto menor es la presión, mayor la temperatura y más pequeñas y apolares son sus moléculas.

Ejemplos de gases que se comportan casi como ideales

A temperatura ambiente y presión atmosférica, estos gases cumplen PV = nRT con errores muy pequeños (normalmente inferiores al 1 %):

Helio (He)
Neón (Ne)
Argón (Ar)
Kriptón (Kr)
Hidrógeno (H₂)
Nitrógeno (N₂)
Oxígeno (O₂)
Aire seco (mezcla de N₂, O₂ y Ar)
Monóxido de carbono (CO)
Metano (CH₄)
Flúor (F₂)
Monóxido de nitrógeno (NO)
Deuterio (D₂)
Tetrafluorometano (CF₄)

Ejemplos de gases reales con desviaciones notables

Son gases con moléculas polares, grandes o fáciles de licuar. Se apartan claramente del modelo ideal incluso a presiones moderadas:

Vapor de agua (H₂O)
Amoniaco (NH₃)
Dióxido de carbono (CO₂)
Dióxido de azufre (SO₂)
Cloro (Cl₂)
Cloruro de hidrógeno (HCl)
Fluoruro de hidrógeno (HF)
Bromuro de hidrógeno (HBr)
Sulfuro de hidrógeno (H₂S)
Dióxido de nitrógeno (NO₂)
Óxido nitroso (N₂O)
Propano (C₃H₈)
Butano (C₄H₁₀)
Etano (C₂H₆)
Etileno (C₂H₄)
Acetileno (C₂H₂)
Propileno (C₃H₆)
Xenón (Xe)
Hexafluoruro de azufre (SF₆)
Clorometano (CH₃Cl)
Dimetil éter (CH₃OCH₃)
Metilamina (CH₃NH₂)
Vapores de disolventes como el etanol o la acetona

Puntos de ebullición: qué gases se licúan con facilidad

Cuanto más alto es el punto de ebullición, más intensas son las fuerzas intermoleculares y mayor la desviación respecto al gas ideal. Datos a 1 atm:

Gas	Punto de ebullición
Helio	−268,9 °C
Hidrógeno	−252,9 °C
Neón	−246,0 °C
Nitrógeno	−195,8 °C
Monóxido de carbono	−191,5 °C
Argón	−185,8 °C
Oxígeno	−183,0 °C
Metano	−161,5 °C
Kriptón	−153,4 °C
Xenón	−108,1 °C
Dióxido de carbono	−78,5 °C (sublima)
Propano	−42,1 °C
Cloro	−34,0 °C
Amoniaco	−33,3 °C
Dióxido de azufre	−10,0 °C
Butano	−0,5 °C

Constantes de Van der Waals de gases reales

Valores aproximados de uso escolar (a en atm·L²/mol², b en L/mol). Una a pequeña indica comportamiento cercano al ideal:

Gas	a	b
Helio	0,034	0,0237
Neón	0,211	0,0171
Hidrógeno	0,244	0,0266
Argón	1,34	0,0322
Oxígeno	1,36	0,0318
Nitrógeno	1,39	0,0391
Metano	2,25	0,0428
Dióxido de carbono	3,59	0,0427
Amoniaco	4,17	0,0371
Vapor de agua	5,46	0,0305
Cloro	6,49	0,0562

Situaciones cotidianas: modelo ideal frente a gas real

Donde el modelo ideal funciona bien:

El aire que respiramos a presión atmosférica.
Un globo de helio en una feria.
El aire de una rueda de bicicleta.
El gas de un globo aerostático caliente.
El aire de un aula al calentarse con la calefacción.
El hidrógeno recogido en una práctica de laboratorio a 1 atm.
La atmósfera alta, donde la presión es muy baja.

Donde hay que tratar el gas como real:

El butano de una bombona doméstica, que está licuado a presión.
El CO₂ de un extintor, almacenado como líquido.
El gas natural licuado (GNL), transportado a unos −162 °C.
El nitrógeno líquido de los laboratorios.
El aire de una botella de buceo cargada a 200 bar.
El hidrógeno de los vehículos de pila de combustible, a 700 bar.
El refrigerante de un frigorífico o un aire acondicionado.
El vapor de agua de una olla a presión o de una caldera.
El propano de un mechero o de una barbacoa.
El CO₂ supercrítico usado para descafeinar el café.

Tipos de desviación

Desviación negativa (Z < 1): dominan las atracciones; el gas ocupa menos de lo esperado. Típica del CO₂, el NH₃ o el vapor de agua a presiones moderadas.
Desviación positiva (Z > 1): domina el volumen propio de las moléculas; ocurre en casi todos los gases a presiones muy altas y en el helio y el hidrógeno incluso a temperatura ambiente.
Comportamiento casi ideal (Z ≈ 1): gases pequeños y apolares a presión baja.

Ejercicios resueltos

★ Practica paso a paso

1. ¿Qué volumen ocupan 2 moles de nitrógeno a 300 K y 1 atm, si se comporta como gas ideal?

V = nRT/P = 2 · 0,082 · 300 / 1 = 49,2 L.

2. Ordena de más ideal a menos ideal: amoniaco, helio, nitrógeno.

Según la constante a (0,034; 1,39; 4,17): helio > nitrógeno > amoniaco.

3. Calcula la presión de 1 mol de CO₂ en 1 L a 300 K con el modelo ideal y con Van der Waals (a = 3,59; b = 0,0427).

Ideal: P = 0,08206 · 300 / 1 ≈ 24,6 atm. Van der Waals: P = 24,6/(1 − 0,0427) − 3,59 ≈ 25,7 − 3,59 = 22,1 atm. El gas real ejerce menos presión por las atracciones.

4. Clasifica como «casi ideal» o «real con desviación notable»: argón, vapor de agua, oxígeno, butano.

Casi ideal: argón y oxígeno. Desviación notable: vapor de agua y butano.

5. Un gas tiene Z = 0,85 a cierta presión. ¿Predominan las atracciones o el volumen molecular?

Como Z < 1, predominan las fuerzas de atracción.

6. ¿Por qué el butano de la bombona no puede tratarse como gas ideal?

Porque a temperatura ambiente y a la presión del envase está licuado, y un gas ideal nunca se licúa.

Importancia

El modelo de gas ideal permite resolver la mayoría de problemas de química y física de bachillerato, calcular volúmenes de reacción en la estequiometría o estimar el aire de un neumático. Pero la industria trabaja a menudo con presiones altas y temperaturas bajas: licuefacción del aire, transporte de gas natural, refrigeración o almacenamiento de hidrógeno. Ahí las ecuaciones de gas real (Van der Waals, virial, Redlich-Kwong) son imprescindibles para diseñar depósitos seguros y procesos eficientes. Entender la diferencia también ayuda a comprender los cambios de estado y la presión.

Preguntas frecuentes

¿Existe algún gas ideal en la realidad?

No. El gas ideal es un modelo teórico. Todos los gases son reales, aunque algunos, como el helio o el nitrógeno, se comportan casi como ideales a presión baja y temperatura alta.

¿Cuál es el gas que más se parece a un gas ideal?

El helio, porque sus átomos son muy pequeños, apolares y apenas se atraen; tiene la constante a de Van der Waals más baja de todos los gases.

¿Cuándo un gas real se comporta como ideal?

A presiones bajas y temperaturas altas, lejos de su punto de licuefacción, porque las moléculas están muy separadas y sus atracciones son despreciables.

¿Qué es el factor de compresibilidad Z?

Es el cociente PV/nRT. Vale 1 en un gas ideal; si es menor que 1 dominan las atracciones y si es mayor domina el volumen propio de las moléculas.

¿Qué ecuación describe un gas real?

La más conocida es la de Van der Waals, que añade a PV = nRT dos constantes: a, para las atracciones, y b, para el volumen de las moléculas. También se usan la ecuación del virial y la de Redlich-Kwong.

Referencias

Atkins, P. y de Paula, J. Química física. Editorial Médica Panamericana.
Chang, R. y Goldsby, K. A. Química. McGraw-Hill.
Petrucci, R. H. et al. Química general. Pearson.

Cómo citar este artículo

Equipo de Conceptualia. (2026). «Ejemplos de gases ideales y gases reales». Conceptualia. https://conceptualia.es/ejemplos/ejemplos-de-gases-ideales-y-gases-reales/

Sobre el autor

Conceptualia — El equipo editorial de Conceptualia redacta y revisa cada concepto para que sea claro, riguroso y útil, con ejemplos y ejercicios cuando ayudan a entenderlo.