Las moléculas de un gas

Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven sus moléculas.

Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.

Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.

Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.

Índice [ocultar]

1 Historia

2 Leyes de los gases

2.1 Ley de Boyle-Mariotte

2.2 Ley de Charles

2.3 Ley de Gay-Lussac

2.4 Ley general de los gases

2.5 Ley de los gases ideales

3 Gases reales

4 Comportamiento de los gases

4.1 Cambios de densidad

4.2 Presión de un gas

5 Véase también

6 Enlaces externos

Historia[editar]

En 1648, el químico Jan Baptist van Helmont, considerado el padre de la química neumática, creó el vocablo gas (durante un tiempo se usó también "estado aeriforme"), a partir del término griego kaos (desorden) para definir las características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos, también llamados fluidos elásticos, fluidos compresibles o aires, y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.

La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas.

La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre sí. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación en el caso de los vapores y licuefacción en el caso de los gases perfectos.

La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, la temperatura necesaria es de -183 °C.

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Éstos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones, debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales 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.

Leyes de los gases[editar]

Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.

Ley de Boyle-Mariotte[editar]

Artículo principal: Ley de Boyle-Mariotte

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas el volumen del gas varia de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:

PV=k\,

Ley de Charles[editar]

Artículo principal: Ley de Charles

A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura.

Matemáticamente la expresión sería:

\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2} o \frac{V_1}{V_2}=\frac{T_1}{T_2}.

en términos generales:

(V1 * T2) = (V2 * T1)

Ley de Gay-Lussac[editar]

Artículo principal: Ley de Gay-Lussac

La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:

\frac{P_1}{T_1}=\frac{P_2}{T_2}

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