thumb|300x300px|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 tamaño de los átomos de helio respecto a su separación se conseguiría bajo una presión de 1950 atmósferas. Estos átomos a temperatura ambiente tienen una cierta velocidad media (aquí reducida dos billones de veces).
El gas es un estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan o reaccionan débilmente entre sí, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene, y tendiendo a separarse, esto es: se expanden todo lo posible.
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.
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 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 , 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 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 1835
Etimología La palabra gas fue inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el , sobre el latín chaos.«gas.» Diccionario de la lengua española. Avance de la vigésima tercera edición. Consultado el 15 de septiembre de 2015.
Características Los gases se expanden porque sus moléculas interaccionan o reaccionan débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares,y por su alta concentración de energía cinética. 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 entre sí, lo que explica sus 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 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 los contienen. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. Comportamiento macroscópico de los gases right|thumb|Modelo del flujo de gases alrededor del transbordador espacial en su fase de reentrada a la atmósfera de la Tierra. Al observar un gas, es típico especificar un marco de referencia o una escala de longitud. Una escala de longitud mayor corresponde a un punto de vista macroscópico o global del gas. Esta región (denominada volumen) debe tener un tamaño suficiente para contener una gran muestra de partículas de gas. El análisis estadístico resultante de este tamaño de muestra produce el comportamiento "promedio" (es decir, velocidad, temperatura o presión) de todas las partículas de gas dentro de la región. Por el contrario, una escala de longitud más pequeña corresponde a un punto de vista microscópico o de partículas.
Macroscópicamente, las características del gas medidas son en términos de las propias partículas del gas (velocidad, presión o temperatura) o de su entorno (volumen). Por ejemplo, Robert Boyle estudió química neumática durante una pequeña parte de su carrera. Uno de sus experimentos relacionó las propiedades macroscópicas de la presión y el volumen de un gas. Su experimento utilizó un manómetro de tubo en J que parece un tubo de ensayo con la forma de la letra J. Boyle atrapó un gas inerte en el extremo cerrado del tubo de ensayo con una columna de mercurio, lo que hace que el número de partículas y la temperatura sean constantes. Observó que cuando se aumentaba la presión en el gas, al agregar más mercurio a la columna, el volumen del gas atrapado disminuía (esto se conoce como relación inversa). Además, cuando Boyle multiplicó la presión y el volumen de cada observación, el producto fue constante. Esta relación se mantuvo para cada gas que Boyle observó que condujo a la ley (PV = k), nombrada en honor a su trabajo en este campo.
Hay muchas herramientas matemáticas disponibles para analizar las propiedades de los gases. A medida que los gases están sujetos a condiciones extremas, estas herramientas se vuelven más complejas, desde las ecuaciones de Euler para el flujo no viscoso hasta las ecuaciones de Navier-StokesAnderson, p.501 que explican completamente los efectos viscosos. Estas ecuaciones se adaptan a las condiciones del sistema de gas en cuestión. El equipo de laboratorio de Boyle permitió el uso de álgebra para obtener sus resultados analíticos. Sus resultados fueron posibles porque estaba estudiando gases en situaciones de presión relativamente baja donde se comportaban de una manera "ideal". Estas relaciones ideales se aplican a los cálculos de seguridad para una variedad de condiciones de vuelo en los materiales en uso. El equipo de alta tecnología que se utiliza hoy en día fue diseñado para ayudarnos a explorar con seguridad los entornos operativos más exóticos donde los gases ya no se comportan de una manera "ideal". Esta matemática avanzada, que incluye estadísticas y cálculo multivariable, posibilita la solución a situaciones dinámicas tan complejas como la reentrada de vehículos espaciales. Un ejemplo es el análisis de la reentrada del transbordador espacial que se muestra en la imagen para garantizar que las propiedades del material bajo esta condición de carga sean adecuadas. En este régimen de vuelo, el gas ya no se comporta de manera ideal.
Leyes de los gases 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
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 varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:
Matemáticamente se puede expresar así:
donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
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 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:
donde:
Además, si se despeja cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:
Ley de Charles
A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin.John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4.
Matemáticamente la expresión sería:
o .
en términos generales:
Ley de Gay-Lussac
La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura en kelvin:
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 finalmente, explote.
Ley general de los gases
Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:
Ley de los gases ideales
De la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales. Su expresión matemática es:
siendo la presión, el volumen, el número de moles, la constante universal de los gases ideales y 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·L·K−1·mol−1
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm·L·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades R = 1,987 cal·K−1·mol−1 R = 8,31451 × 10−10 erg ·K−1·mol−1 R = 8,31451 × 10−3 m3·kPa/(mol·K) si se trabaja con metros cúbicos y kilo pascales
De esta ley se deduce que un mol (6,022 x 1023 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 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.
Cuestiones de seguridad
Fugas de gas Los escapes de un gas inflamable fuera de la estructura que lo contiene son peligrosos, pues ese gas podría producir una grave deflagración al entrar en contacto con una llama.
Lista de gases inflamables Los gases inflamables de uso habitual o especialmente conocidos (pero no todos los inflamables que existen) son:
Cualquier gas de los utilizados como carburante, para combustión, o para producir calor, en general. Esto incluye al butano, al propano, al gas natural y a otros. Cualquier gas de los utilizados como combustible de vehículos, en general. Cualquier gas de los llamados "Bio" o "renovable" y utilizados como combustible, fuente de energía o calor (en general, por lo que de entrada serían considerados inflamables). Cualquier gas de los utilizados para alumbrar, en general. Muchos gases industriales (utilizados en industria). Su inflamabilidad puede variar y depender de la cantidad de gas. En principio son considerados inflamables. Gases que se desprenden de diversas reacciones de combustión, como el monóxido de carbono.