Ver el código de «Gas»

{{referencias adicionales|t=20160508230512}}
{{otros usos}}
[[Archivo:Translational motion.gif|thumb|200x200px|La temperatura de un [[gas ideal]] [[monoatómico]] es una medida relacionada con la [[energía cinética]] promedio de sus [[moléculas]] al moverse. En esta animación, la relación del [[radio de Bohr|tamaño]] de los átomos de [[helio]] respecto a su separación se conseguiría bajo una presión de 1950 [[atmósfera (unidad)|atmósferas]]. Estos átomos a temperatura ambiente tienen una cierta velocidad media (aquí reducida dos '''[[billón|billones]]''' de veces).]]
Se denomina '''gas''' (palabra inventada por el científico flamenco [[Jan Baptista van Helmont]] en el siglo XVII, sobre el latín ''chaos''<ref>[http://lema.rae.es/drae/?val=gas «gas.»] ''[[Diccionario de la lengua española]]''. Avance de la vigésima tercera edición. Consultado el 15 de septiembre de 2015.</ref>) al [[estado de agregación de la materia]] en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares,<ref>{{Cita web |url=http://fisicamoderna.weebly.com/enlaces-moleculares.html |título=Enlaces moleculares |fechaacceso=24 de mayo de 2017 |autor=Villarreal Marín, Nicole}}</ref> adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta concentración de [[energía cinética]]. Los gases son [[fluido]]s altamente [[compresibilidad|compresibles]], que experimentan grandes cambios de [[densidad]] con la [[presión]] y la [[temperatura]].<ref>{{Cita libro|apellidos=Alejandrina |nombre=GALLEGO PICÓ |título=QUÍMICA BÁSICA |url=https://books.google.es/books?id=4I9GAgAAQBAJ&pg=PA263&dq=gas+estado+agregaci%C3%B3n&hl=en&sa=X&ved=0ahUKEwjjleDzkZXSAhUF7xQKHSaVDlAQ6AEIWjAJ#v=onepage&q=gas%20estado%20agregaci%C3%B3n&f=false |fechaacceso=16 de febrero de 2017 |fecha=4 de diciembre de 2013 |editorial=Editorial UNED |isbn=9788436267846|apellidos2=María |nombre2=GARCINUÑO MARTÍNEZ Rosa|apellidos3=José |nombre3=MORCILLO ORTEGA Mª|apellidos4=Ángel |nombre4=VÁZQUEZ SEGURA Miguel}}</ref>

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:<ref>{{Cita libro|apellidos=Alejandrina|nombre=GALLEGO PICÓ|título=QUÍMICA BÁSICA|url=https://books.google.es/books?id=4I9GAgAAQBAJ&pg=PA263&dq=mol%C3%A9culas+que+constituyen+un+gas+casi+no+son+atra%C3%ADdas+unas+por+otras&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjD_8WmtpnZAhUHQBQKHdOWDNEQ6AEIJzAA#v=onepage&q=mol%C3%A9culas%20que%20constituyen%20un%20gas%20casi%20no%20son%20atra%C3%ADdas%20unas%20por%20otras&f=false|fechaacceso=9 de febrero de 2018|fecha=4 de diciembre de 2013|editorial=Editorial UNED|isbn=9788436267846|idioma=es|apellidos2=María|nombre2=GARCINUÑO MARTÍNEZ Rosa|apellidos3=José|nombre3=MORCILLO ORTEGA Mª|apellidos4=Ángel|nombre4=VÁZQUEZ SEGURA Miguel}}</ref>
* 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<ref>{{Cita web |url=https://www.fisicalab.com/apartado/fuerza-gravitatoria#contenidos |título=Fuerza gravitatoria |fechaacceso=24 de mayo de 2017 |autor=Fisica Lab}}</ref> y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a la 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.
* Sus partículas se encuentran en un estado casi libre (también se denomina gas al proceso de digestión del ser humano) 
A [[CNPT|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 [[vapor (estado)|vapores]] y el [[plasma (estado de la materia)|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'''<ref>{{Cita web |url=https://www.ecured.cu/Estado_Gaseoso |título=Estado gaseoso |fechaacceso=24 de mayo de 2017 |autor=www.ecured.cu}}</ref> o '''fase gaseosa'''.

== Historia ==

En 1648, el químico [[Jan Baptista 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 (física)|condensación]] en el caso de los vapores y [[licuefacción de gases|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&nbsp;°C.<ref>{{Cita libro |título=Física: principios con aplicaciones |url=https://books.google.es/books?id=1KuuQxORd4QC&pg=PA362&dq=temperatura++%E2%80%93183+%C2%B0C&hl=en&sa=X&ved=0ahUKEwir0tu1k5XSAhUFORQKHQllAkgQ6AEIIjAB#v=onepage&q=temperatura%20%20%E2%80%93183%20%C2%B0C&f=false |fechaacceso=16 de febrero de 2017 |fecha=1 de enero de 2006 |editorial=Pearson Educación |isbn=9789702606956}}</ref>

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. Estos 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 [[Proporcionalidad|proporcionales]] entre la [[temperatura]], la [[presión]] y el [[Volumen (física)|volumen]] que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por [[Émile Clapeyron]] en 1834.

== Leyes de los gases ==
Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la [[presión]], el  [[Volumen (física)|volumen]] y la [[temperatura]] de un gas.

=== Ley de Boyle-Mariotte ===
{{AP|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 (física)|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 varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:

Matemáticamente se puede expresar así:
{{ecuación|<math>PV=k\,</math>||left}}
donde <span style="vertical-align:20%;"><math>k\,</math></span> es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.<ref>{{Cita libro|apellidos=Ercilla |nombre=Santiago Burbano de |título=Física general |url=https://books.google.es/books?id=BWgSWTYofiIC&pg=PA268&dq=Ley+de+Boyle-Mariotte&hl=en&sa=X&ved=0ahUKEwiap-TJlZXSAhWqK8AKHZtwB8AQ6AEIIjAB#v=onepage&q=Ley%20de%20Boyle-Mariotte&f=false |fechaacceso=16 de febrero de 2017 |fecha=1 de enero de 2003 |editorial=Editorial Tebar |isbn=9788495447821|apellidos2=Muñoz |nombre2=Carlos Gracia}}</ref>

Cuando aumenta la presión el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante <span style="vertical-align:20%;"><math>k\,</math></span> para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

{{ecuación|<math>P_1V_1=P_2V_2\,</math> }}

donde:
* <math>P_1 = \text{Presión inicial}\,</math>
* <math>P_2 = \text{Presión final}\,</math>
* <math>V_1 = \text{Volumen inicial}\,</math>
* <math>V_2 = \text{Volumen final}\,</math>
Además, si se despeja cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:

{{ecuación|<math>P_1=\frac{P_2V_2}{V_1} \qquad
V_1=\frac{P_2V_2}{P_1} \qquad P_2=\frac {P_1V_1}{V_2} \qquad
V_2=\frac{P_1V_1}{P_2}\,</math>||left}}

=== Ley de Charles ===
{{AP|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:

:<math>\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}</math> &nbsp; o &nbsp; <math>\frac{V_1}{V_2}=\frac{T_1}{T_2}</math>.

en términos generales:

<math>V_1\cdot T_2 = V_2\cdot T_1</math>

=== Ley de Gay-Lussac ===
{{AP|Ley de Gay-Lussac}}
La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:

: <math>\frac{P_1}{T_1}=\frac{P_2}{T_2}  </math>

Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote.

=== Ley general de los gases ===
{{AP|Ley general de los gases}}
Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:
:<math> \qquad \frac {PV}{T}= C </math>

=== Ley de los gases ideales ===
{{AP|Ley de los gases ideales}}
De la [[ley general de los gases]] se obtiene la ley de los [[gases ideales]]. Su expresión matemática es:

: <math>PV = nRT</math>

siendo <math>P</math> la [[presión]], <math>V</math> el [[volumen (física)|volumen]], <math>n</math> el número de [[mol]]es, <math>R</math> la [[constante universal de los gases ideales]] y <math>T</math> la [[temperatura]] en Kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmósfera de presión y a 273 K, como 22,4 l se obtiene el valor de R = 0,082 atm·[[litro|l]]·K<sup>−1</sup>·mol<sup>−1</sup>

El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:

* R = 0,082 atm·[[litro|l]]·K<sup>−1</sup>·mol<sup>−1</sup> si se trabaja con atmósferas y litros
* R = 8,31451 J·K<sup>−1</sup>·mol<sup>−1</sup> si se trabaja en [[Sistema Internacional de Unidades]]
* R = 1,987 cal·K<sup>−1</sup>·mol<sup>−1</sup>
* R = 8,31451 10<sup>−10</sup> erg ·K<sup>−1</sup>·mol<sup>−1</sup>
* R = 8,317x10<sup>−3</sup> (m³)(Kpa)/(mol)(K)    si se trabaja con metros cúbicos y kilo pascales

De esta [[ley científica|ley]] se deduce que un mol (6,022 x 10^23 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4&nbsp;[[litro]]s a 0&nbsp;[[grados Celsius|°C]] y  1 [[atmósfera (unidad)|atmósfera]]. Véase también [[Volumen molar]]. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.

== Gases reales ==
{{AP|Gas real}}
Si se quiere afinar más, o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal, habrá que recurrir a las ecuaciones de los [[Gas real|gases reales]], que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean [[átomo]]s como en los gases nobles o [[molécula]]s como en el (O<sub>2</sub>) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama [[fuerzas de Van der Waals]].

El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su [[reactividad]] ( tendencia a formar enlaces). Así, por ejemplo, los [[gases nobles]] al ser moléculas monoatómicas y tener muy baja reactividad, sobre todo el [[helio]], tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano [[Dihidrógeno|hidrógeno]]. Menos ideales serán los triatómicos, como el [[dióxido de carbono]]; el caso del [[vapor de agua]] aún es peor, ya que la molécula al ser polar tiende a establecer [[Enlace por puente de hidrógeno|puentes de hidrógeno]], lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos, el que tendrá un comportamiento más ideal será el [[metano]], perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así, el [[butano]] es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es, porque cuanto más grande es la partícula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales, mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.

También se pierde la idealidad en condiciones extremas, como altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química.

== Comportamiento de los gases ==
Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: [[presión]], [[volumen]], [[temperatura]] y [[masa]] de la muestra del material (o mejor aún [[cantidad de sustancia]], medida en [[mol]]es).

Cualquier gas se considera un [[fluido]] porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal.

Sus moléculas, en continuo movimiento, colisionan [[Choque elástico|elásticamente]] entre sí y contra las paredes del recipiente que contiene al gas, contra las que ejercen una presión permanente. Si el gas se calienta, esta energía calorífica se invierte en energía cinética de las moléculas, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad, por lo que el número de choques contra las paredes del recipiente aumenta en número y energía. Como consecuencia la presión del gas aumenta, y si las paredes del recipiente no son rígidas, el volumen del gas aumenta.

Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir, al estar sus partículas en continuo movimiento chocando unas con otras, esto hace más fácil el contacto entre una sustancia y otra, aumentando la velocidad de reacción en comparación con los líquidos o los sólidos.

Para entender mejor el comportamiento de un gas, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son:
* Una sustancia gaseosa pura está constituida por moléculas de igual tamaño y masa. Una mezcla de sustancias gaseosas está formada por moléculas diferentes en tamaño y masa.
* Debido a la gran distancia entre unas moléculas y otras y a que se mueven a gran velocidad, las fuerzas de atracción entre las moléculas se consideran despreciables.
* El tamaño de las moléculas del gas es muy pequeño, por lo que el volumen que ocupan las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total del recipiente. La densidad de un gas es muy baja.
* Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento a gran velocidad, por lo que chocan [[Choque elástico|elásticamente]] de forma continua entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene.

Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el [[hexafluoruro de uranio|UF<sub>6</sub>]], que es el gas más pesado conocido.

Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven.

=== Cambios de densidad ===
El efecto de la temperatura y la presión en los sólidos y líquidos es muy pequeño, por lo que típicamente la [[compresibilidad]] de un líquido o sólido es de 10<sup>−6</sup>&nbsp;[[Bar (unidad de presión)|bar]]<sup>−1</sup> (1&nbsp;bar=0,1&nbsp;MPa) y el [[coeficiente de dilatación]] térmica es de 10<sup>−5</sup>&nbsp;[[Kelvin|K]]<sup>−1</sup>.

Por otro lado, la [[densidad]] de los gases es fuertemente afectada por la presión y la temperatura. La [[ley de los gases ideales]] describe matemáticamente la relación entre estas tres magnitudes:

{{Ecuación|<math>\rho = \frac {p\,M}{R\,T}</math>||}}

donde <math>R\,</math> es la [[constante universal de los gases ideales]], <math>p\,</math> es la presión del gas, <math>M\,</math> su [[masa molar]] y <math>T\,</math> la [[temperatura absoluta]].

Eso significa que un gas ideal a 300&nbsp;[[Kelvin|K]] (27&nbsp;[[grado Celsius|°C]]) y 1&nbsp;[[Atmósfera (unidad)|atm]] duplicará su densidad si se aumenta la presión a 2&nbsp;atm manteniendo la temperatura constante o, alternativamente, se reduce su temperatura a 150&nbsp;[[Kelvin|K]] manteniendo la presión constante.

=== Presión de un gas ===
En el marco de la [[teoría cinética]], la [[presión]] de un gas es explicada como el resultado macroscópico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las moléculas del gas con las paredes del contenedor. La presión puede definirse por lo tanto haciendo referencia a las propiedades microscópicas del gas.

En efecto, para un gas ideal con ''N'' moléculas, cada una de [[masa]] ''m'' y moviéndose con una velocidad aleatoria promedio '''v<sub>rms</sub>''' contenido en un volumen cúbico ''V'', las partículas del gas impactan con las paredes del recipiente de una manera que puede calcularse de manera estadística intercambiando [[momento lineal]] con las paredes en cada choque y efectuando una [[fuerza]] neta por unidad de [[área]], que es la presión ejercida por el gas sobre la superficie sólida.

La presión puede calcularse como:

<math>P = {Nmv_{rms}^2 \over 3V} </math> (gas ideal)

Este resultado es interesante y significativo no solo por ofrecer una forma de calcular la presión de un gas sino porque relaciona una variable macroscópica observable, la presión, con la [[energía cinética]] promedio por molécula, ''1/2 mv<sub>rms</sub>²'', que es una magnitud microscópica no observable directamente. Nótese que el producto de la presión por el volumen del recipiente es dos tercios de la energía cinética total de las moléculas de gas contenidas.

== Véase también ==
* [[Presión parcial]]
* [[Gas combustible]]
** [[Gas licuado del petróleo]]
** [[Gas natural]]
** [[Biogás]]
** [[Gas ciudad]]
** [[Gas de leña]]
** [[Helio3]]
* [[Gas noble]]
* [[Cambio de estado]]
* [[Gases medicinales]]
* [[Licuefacción de gases]]
* [[Vapor (estado)]]
* [[Sólido]]
* [[Líquido]]
* [[Plasma]]

==Referencias==
{{listaref}}

== Enlaces externos ==
{{commonscat|Gases|Gases}}
{{wikiquote}}
{{wikt|gas}}
{{RAE|gas}}
* [https://web.archive.org/web/20140714182914/http://www1.helio3.info/ Helio3, el combustible que sustituirá a los hidrocarburos.]

{{Control de autoridades}}
[[Categoría:Gases| ]]