Gas Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el termino de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos. Contenido 1 Ley general de los gases 1.1 Ley de Boyle - Mariotte 1.2 Ley de Avogadro 1.3 Ley de Charles 1.4 Ley de Gay-Lussac 1.5 Ley de los gases ideales 2 Gases finales 3 Comportamiento de los gases 4 Ecuación de van der Waals 5 Véase también 6 Enlaces externos Ley general de los gases Artículo principal: Ley de los gases ideales Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas. Ley de Boyle - Mariotte Artículo principal: Ley de Boyle-Mariotte Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: V=KP (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes). Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Ley de Avogadro [editar]Artículo principal: Ley de Avogadro Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n) matemáticamente, la fórmula es: Ley de Charles Artículo principal: Ley de Charles A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura. Matemáticamente la expresión: o Ley de Gay-Lussac Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac el gas es una presión que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura: Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar 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 de los gases ideales Artículo principal: Ley de los gases ideales Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es: siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. 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 De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. 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 finales 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 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 átomos/moléculas 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 monoatómicos 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 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 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 fundamental 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, 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. Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal. Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen. Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las sustancias. 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: Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no. Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula. El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente. Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre sí o 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 UF6, que es el gas más pesado conocido. Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven. Ecuación de van der Waals [editar]Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés L.D. van der Waals en 1973. además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel molecular. Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, está relacionada con la presión experimental medida, Preal, por medio de la ecuación: donde a es una constante, n es el número de moles y V el volúmen del gas: Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un nivel intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en: Donde n es el número de moles del gas b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, se vuelve a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente: Véase también [editar]Amedeo Avogadro Número de Avogadro Presión parcial Gases combustibles Gas licuado del petróleo Gas natural Biogás Gas ciudad Gas de leña Gas noble Estado de agregación de la materia Cambio de estado Gases medicinales
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Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el termino de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.




Contenido
1 Ley general de los gases
1.1 Ley de Boyle - Mariotte
1.2 Ley de Avogadro
1.3 Ley de Charles
1.4 Ley de Gay-Lussac
1.5 Ley de los gases ideales
2 Gases finales
3 Comportamiento de los gases
4 Ecuación de van der Waals
5 Véase también
6 Enlaces externos



Ley general de los gases Artículo principal: Ley de los gases ideales
Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.


Ley de Boyle - Mariotte Artículo principal: Ley de Boyle-Mariotte
Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: V=KP (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes).

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:



Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.


Ley de Avogadro [editar]Artículo principal: Ley de Avogadro
Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n)

matemáticamente, la fórmula es:



Ley de Charles Artículo principal: Ley de Charles
A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura.

Matemáticamente la expresión:

o

Ley de Gay-Lussac Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac
el gas es una presión que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:


Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar 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 de los gases ideales Artículo principal: Ley de los gases ideales
Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:


siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.

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
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. 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 finales 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 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 átomos/moléculas 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 monoatómicos 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 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 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 fundamental 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, 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.

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

Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen.

Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las sustancias.

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:

Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no.
Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula.
El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente.
Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre sí o 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 UF6, que es el gas más pesado conocido.

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


Ecuación de van der Waals [editar]Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés L.D. van der Waals en 1973. además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel molecular.

Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, está relacionada con la presión experimental medida, Preal, por medio de la ecuación:




donde a es una constante, n es el número de moles y V el volúmen del gas:

Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un nivel intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en:


Donde n es el número de moles del gas b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas.

Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, se vuelve a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente:



Véase también [editar]Amedeo Avogadro
Número de Avogadro
Presión parcial
Gases combustibles
Gas licuado del petróleo
Gas natural
Biogás
Gas ciudad
Gas de leña
Gas noble
Estado de agregación de la materia
Cambio de estado
Gases medicinales