Los gases tienen propiedades de la materia realmente interesantes. Siendo el estado gaseoso uno de los estados de la materia más curiosos en química, a continuación te invitamos a conocer algunos datos sorprendentes sobre los gases.

Gases: la ciencia del estado gaseoso

Los gases son un estado de la materia que no tiene forma ni volumen fijo y que, en ocasiones, también es referido como el estado gaseoso de la materia. Entre estos, los gases se caracterizan por tener una densidad más baja que otros estados, como los sólidos y los líquidos. 

Es que en este estado existe una gran cantidad de espacio vacío entre las partículas, que tienen mucha energía cinética y no se atraen precisamente entre sí.

Lo que ocurre entonces es que las partículas de gas se mueven muy rápido y chocan las unas con las otras. Y esto hace que las particulas se difundan o se extiendan hasta que se distribuyan uniformemente por todo el volumen del recipiente.

De acuerdo a la bibliografía de la plataforma educativa Lumen Learning, el gas solo se puede contener si está completamente rodeado por un material contenedor o si se mantiene unido por la gravedad.

Las partículas de los gases y la presión

En un recipiente contenedor, cuando entran más partículas de gas hay menos espacio para que las partículas puedan dispersarse y comprimirse. Entonces las partículas comienzan a ejercer más fuerza sobre el volumen interior del recipiente. Y esta fuerza se llama presión.

Existen varias unidades que se utilizan para expresar la presión. Algunos de los más comunes son atmósferas (atm), libras por pulgada cuadrada (lbf/in², lbf/in² o psi), milímetros de mercurio (mmHg) y pascales (Pa). 

Las unidades se relacionan entre sí de esta manera: 1 atm = 14,7 psi = 760 mmHg = 101,3 kPa (1000 pascales).

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Cómo se convierte un gas a líquido

Un gas puede convertirse en un líquido a través de la compresión a una temperatura adecuada, según el Departamento de Química de la Universidad de Purdue. Sin embargo, si se alcanza la denominada temperatura crítica, el vapor no se puede licuar independientemente de la presión que se aplique. La presión crítica es la presión necesaria para licuar un gas a su temperatura crítica.

Algunos ejemplos de temperaturas y presiones críticas de diferentes sustancias, de acuerdo a la plataforma Engineering Toolbox, son:

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Propiedades químicas y medibles de los gases

Además de la presión, indicada en ecuaciones como P, los gases tienen otras propiedades químicas medibles. Entre estas tenemos:

• Temperatura (T)
• Volumen (V)
• Número de partículas, que se expresa en número de moles (n o mol). 
• Kelvin (K), en trabajos relacionados con la temperatura del gas.

Debido a que la temperatura y la presión de los gases varían de un lugar a otro, desde la comunidad científica se utiliza un punto de referencia estándar, llamado temperatura y presión estándar (STP), en cálculos y ecuaciones. 

La temperatura estándar es el punto de congelación del agua: 32º Fahrenheit, 0º Celsius o 273,15º Kelvin. La presión estándar es una atmósfera (atm), la presión que ejerce la atmósfera sobre la Tierra al nivel del mar.

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Leyes físicas de los gases

La temperatura, la presión, la cantidad y el volumen de un gas son interdependientes y, en la comunidad científica, se han desarrollado leyes para describir las relaciones físicas entre los gases.

La Ley de Boyle

Llamada así en honor al brillante filósofo, químico, físico e inventor anglo-irlandés Robert Boyle, quien ya en 1662 la reconoció por primera vez. La ley de Boyle describe el comportamiento del gas ideal cuando se mantiene su temperatura constante (trasformación isotérmica).

Establece que si la temperatura se mantiene constante, el volumen y la presión tienen una relación inversa. Es decir que, como recoge este escrito de la Universidad de California, a medida que aumenta el volumen del gas, la presión disminuye.

Aumentar la cantidad de espacio disponible permite que las partículas de gas se dispersen más, pero esto reduce la cantidad de partículas disponibles para colisionar con el recipiente. En efecto, la presión disminuye.

Disminuir el volumen del recipiente obliga a las partículas a chocar más a menudo, por lo que aumenta la presión. Un buen ejemplo de esto es cuando inflamos un neumático o, lo que es lo mismo: lo llenamos con aire. A medida que más aire ingresa, las moléculas de gas se juntan, reduciendo su volumen. Mientras la temperatura se mantenga igual, la presión aumenta.

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Ley de Gay-Lussac

Descrita en 1802, cuando el químico y físico francés Joseph Louis Gay-Lussac hizo referencia a los datos recopilados por su compatriota, Jacque Charles, en un artículo científico que describía la relación directa entre la temperatura y el volumen de un gas mantenido a presión constante. 

La mayoría de los textos se refieren a esto como la ley de Charles, pero algunos la llaman ley de Gay-Lussac, o incluso ley de Charles Gay-Lussac. Esta ley establece que el volumen y la temperatura de un gas tienen una relación directa: a medida que aumenta la temperatura, el volumen aumenta cuando la presión se mantiene constante. 

Calentar un gas aumenta la energía cinética de las partículas, lo que hace que el gas se expanda. Para mantener la presión constante, el volumen del recipiente debe aumentar cuando se calienta un gas.

Esta ley explica una regla de seguridad importante: nunca se debe calentar un recipiente completamente cerrado. El aumento de la temperatura sin aumentar el volumen disponible para acomodar el gas en expansión significa que la presión se acumula dentro del recipiente y puede hacer que explote.

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Constante de Avogadro

En 1811, el físico y químico italiano Amedeo Avogadro propuso la idea de que volúmenes iguales de gas a la misma temperatura y presión tendrán el mismo número de partículas, independientemente de su naturaleza química y propiedades físicas.

Constante de los gases ideales

La energía cinética por unidad de temperatura de un mol de un gas es un valor constante, a veces denominado constante de Regnault, en honor al químico francés Henri Victor Regnault. Se abrevia con la letra R.

Regnault estudió las propiedades térmicas de la materia y descubrió que la ley de Boyle no era perfecta. Cuando la temperatura de una sustancia se acerca a su punto de ebullición, la expansión de las partículas del gas no es exactamente uniforme.

Ley de los gases ideales

El número de Avogadro, la constante del gas ideal y las leyes de Boyle y Charles se combinan para describir un gas ideal teórico en el que todas las colisiones de partículas son absolutamente iguales.

Las leyes se acercan mucho a la descripción del comportamiento de la mayoría de los gases, pero hay desviaciones matemáticas muy pequeñas debido a las diferencias en el tamaño real de las partículas y las pequeñas fuerzas intermoleculares en los gases reales. 

Sin embargo, estas leyes importantes a menudo se combinan en una ecuación conocida como la ley de los gases ideales. Usando esta ley, es posible encontrar el valor de cualquiera de las otras variables (presión, volumen, número o temperatura) si se conoce el valor de las otras tres.

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