El documento describe las propiedades de los gases y las leyes que las rigen. Explica que un gas se expande para llenar el recipiente que lo contiene y que su densidad es menor que la de los líquidos y sólidos. Además, resume la teoría cinética de los gases, la ecuación de los gases ideales y la ecuación de Van der Waals, así como las transiciones de fase entre estados gaseoso y líquido.

3. Gases…
• Gas…

5. 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.

6. LEY DE LOS GASES
IDEALES
• La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden
que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el
espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto
de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y
su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa
red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se
mueven aleatoriamente, y solo están limitadas por las paredes del recipiente que
lo contiene.
• Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En
los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la
temperatura (T). La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a
temperatura constante es inversamente proporcional a la presión. La ley de
Charles y Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es
directamente proporcional a la temperatura absoluta. La combinación de estas dos
leyes proporciona la ley de los gases ideales pV = nRT (n es el número de moles),
también llamada ecuación de estado del gas ideal. La constante de la derecha, R,
es una constante universal cuyo descubrimiento fue una piedra angular de la
ciencia moderna.

7. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
• Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes
mencionadas obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja
simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más
exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el
movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con
manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de
momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y
rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media
de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad. La reducción
de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la
posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que
pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería de
proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser
cierto.
• La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica
se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para
la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse
para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución
estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la
conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

8. Ecuación de Van der Waals
• La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta: los gases reales no se
comportan exactamente así. En algunos casos, la desviación puede ser muy
grande. Por ejemplo, un gas ideal nunca podría convertirse en líquido o sólido por
mucho que se enfriara o comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de
la ley de los gases ideales, pV = nRT. Una de ellas, muy conocida y particularmente
útil, es la ecuación de estado de Van der Waals (p + a/v2)(v - b) = RT, donde
v = V/n, y a y b son parámetros ajustables determinados a partir de medidas
experimentales en gases reales. Son parámetros de la sustancia y no constantes
universales, puesto que sus valores varían de un gas a otro.
• La ecuación de Van der Waals también tiene una interpretación microscópica. Las
moléculas interaccionan entre sí. La interacción es muy repulsiva a corta
distancia, se hace ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece a
distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe corregirse para considerar
las fuerzas atractivas y repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas
tiene el efecto de excluir a las moléculas vecinas de una cierta zona alrededor de
cada molécula. Así, una parte del espacio total deja de estar disponible para las
moléculas en su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario
restar este volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente; de ahí el término
(v - b).

9. Johannes D. van der Waals
El físico holandés Johannes Diderik van der
Waals fue galardonado con el Premio Nobel
de Física en 1910
Interesado en la termodinámica, Waals desarrolló
una teoría que viene expresada en la ecuación de
estado que lleva su nombre.

10. Transiciones de fase
• A temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular
se hace menor) y presiones altas o volúmenes reducidos
(que disminuyen el espacio entre las moléculas), las
moléculas de un gas pasan a ser influidas por la fuerza de
atracción de las otras moléculas. Bajo determinadas
condiciones críticas, todo el sistema entra en un estado
ligado de alta densidad y adquiere una superficie límite.
Esto implica la entrada en el estado líquido. El proceso se
conoce como transición de fase o cambio de estado. La
ecuación de Van der Waals permite estas transiciones de
fase, y también describe una región de coexistencia entre
ambas fases que termina en un punto crítico, por encima
del cual no existen diferencias físicas entre los estados
gaseoso y líquido. Estos fenómenos coinciden con las
observaciones experimentales. En la práctica se emplean
ecuaciones más complejas que la ecuación de Van der
Waals.
• La mejor comprensión de las propiedades de los gases a lo
largo del último siglo ha llevado a la explotación a gran
escala de los principios de la física, química e ingeniería en
aplicaciones industriales y de consumo.

11. Cambios de estado
La materia existe en diferentes fases o
estados. Modificando la
temperatura y la presión de una
muestra de materia, ésta puede
pasar de uno de sus estados (sólido,
líquido o gaseoso) a otro; se trata de unatransición
de fase o cambio de
estado.

13. QUE CLASES DE GASES EXISTEN.
• Gases nobles, o gases inertes, serie de seis elementos químicos
gaseosos que constituyen el grupo 18 (o VIIIA) del sistema periódico. Por
orden creciente de masa atómica son: helio, neón, argón, criptón, xenón y
radón.
• Durante muchos años los químicos creyeron que esos gases eran inertes,
porque sus capas exteriores estaban totalmente ocupadas por electrones. Es
decir, no podían combinarse con otros elementos o compuestos. Se sabe
que esto no es cierto, al menos para los cuatro gases nobles más pesados —
argón, criptón, xenón y radón—. En 1962, Neil Bartlett, un químico inglés
que trabajaba en Canadá, consiguió obtener el primer compuesto complejo
de xenón. Su trabajo fue confirmado por científicos del Argonne National
Laboratory de Illinois (Estados Unidos), que obtuvieron el primer
compuesto simple de xenón y flúor (tetrafluoruro de xenón) y, más tarde,
compuestos de criptón y radón. Aunque los compuestos de criptón se
obtuvieron con considerable dificultad, tanto el xenón como el radón
reaccionaban fácilmente con el flúor, y posteriormente pudieron realizarse
reacciones para producir otros compuestos de xenón y radón. En el año
2000, científicos de la Universidad de Helsinki (Finlandia) anunciaron la
obtención de un compuesto de argón.

14. • Las fuerzas entre los electrones externos de esos cuatro elementos y
sus núcleos, son más débiles debido a la distancia y la presencia de
los otros electrones. La energía obtenida al crear un fluoruro de
xenón o radón es mayor que la energía necesaria para promover la
reacción, por lo que los compuestos son químicamente estables,
aunque los fluoruros y óxidos de xenón son oxidantes fuertes. La
utilidad de los compuestos de radón es limitada porque el radón es
radiactivo, y tiene una vida media de 3,82 días. La energía obtenida
en el caso del criptón es sólo un poco mayor que la necesaria para
promover la reacción. El compuesto de argón obtenido en 2000 se
considera estable, aunque se formó a temperaturas muy bajas. Es
poco probable que se lleguen a crear compuestos de helio o neón,
pues sus electrones están más ligados a su núcleo.
• Los gases nobles licuados por compresión, especialmente el xenón,
se usan como disolventes en espectroscopia infrarroja, debido a que
son transparentes a la radiación infrarroja y por tanto no oscurecen
el espectro de las sustancias disueltas.

15. • Gas natural,
• mezcla de gases entre los que se encuentra en mayor proporción el metano.
Se utiliza como combustible para usos domésticos e industriales y como
materia prima en la fabricación de plásticos, fármacos y tintes.
• La proporción en la que el metano se encuentra en el gas natural es del 75
al 95% del volumen total de la mezcla (por este motivo se suele llamar
metano al gas natural). El resto de los componentes son etano, propano,
butano, nitrógeno, dióxido de carbono, sulfuro de hidrógeno, helio y argón.
Antes de emplear el gas natural como combustible se extraen los
componentes más pesados, como el propano y el butano.
• Aunque existen yacimientos que proporcionan exclusivamente gas natural,
éste va casi siempre asociado al petróleo en sus yacimientos, y sale a la
superficie junto a él cuando se perfora un pozo. Sin embargo, el desarrollo
del gas natural se realizó con posterioridad al uso del petróleo. El gas
natural que aparecía en los yacimientos se quemaba como un residuo más,
ya que, a pesar de su enorme poder calorífico, no se podía aprovechar por
los problemas que plantea su almacenamiento y transporte. No puede ser
licuado simplemente bajo presión porque su temperatura crítica, 190 K, es
muy baja y, por tanto, debe ser enfriado hasta temperaturas inferiores a ella
antes de licuarse (véase Punto crítico). Una vez licuado debe ser
almacenado en contenedores muy bien aislados, y su transporte se realiza
por tuberías fabricadas con materiales y soldaduras especiales para resistir
grandes presiones.

16. Características de un gas.
• los gases son compresibles: se pueden comprimir y también expandir y ocupar la
totalidad del recipiente (ocupar mayor o menor volumen, si no entiendes busca en
el enlace)
baja densidad
atracciones intermoleculares nulas (las moléculas que lo componen no están
unidas entre si de ninguna forma)
las partículas del gas siempre están en constante movimiento, chocando contra las
paredes del recipiente que las contiene o entre ellas mismas
eso de que no se pueden ver es una tonteria, el vapor de agua que sale de las ollas
al cocinar también es un gas y mira como lo vemos!
•
• Con alguna aproximación cumplen la relación
p V = n R T
en donde p es la presión, V el volumen, T la temperatura absoluta (i.e. en Kelvins),
n el número de moles, y R una constante, llamada constante universal de los gases.

19. PRESION DE UN GAS
• Presión de un gas[editar · editar fuente]
• 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 vrms 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:
• (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 mvrms², 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.

21. LEY DE BOYLE MARIOTTE
(LEY DE CHARLES Y GAY
LUSSAC).
• La ley de Boyle-Mariotte, descubierta a mediados
del siglo XVII, afirma que el volumen de un gas
varía inversamente con la presión si se mantiene
constante la temperatura. La ley de Charles y
Gay-Lussac, formulada alrededor de un siglo
después, afirma que el volumen de un gas es
directamente proporcional a su temperatura
absoluta si la presión se mantiene constante.