Química: Gases

En este trabajo examinaremos las propiedades físicas de los gases y explicaremos estas propiedades en función del comportamiento de sus moléculas.

1. Gases
En este trabajo examinaremos las propiedades físicas de los gases y explicaremos estas propiedades en
función del comportamiento de sus moléculas.
Características de los gases
Aunque muchas sustancias gaseosas pueden tener propiedades químicas muy diferentes, se comportan en
forma muy similar en lo que respecta a sus propiedades físicas. Por ejemplo, una mezcla de gases que
conocemos como aire, principalmente compuesto por N2 (78%) y O2 (21%) tienen diferentes propiedades
químicas pero se comportan físicamente como un material gaseoso, ya que sus propiedades físicas, en
esencia, son idénticas.
Además, las sustancias que son líquidos o sólidos en condiciones normales, también pueden existir en
estado gaseoso, y con frecuencia se denominan vapores.
Los gases difieren significativamente de los sólidos y de los líquidos. Un gas se expande en forma
espontánea para llenar el recipiente que lo contiene, en consecuencia, el volumen de un gas es igual al
volumen del recipiente que lo contiene.
Además, los gases son muy compresibles y dos o más gases formarán mezclas homogéneas,
independientemente de las identidades o proporciones relativas.
Las propiedades características de los gases, surgen del hecho de que las moléculas individuales se
encuentran relativamente separadas (el resto es espacio vacío).
Presión
La presión P se define como la fuerza F, que actúa sobre un área dada A. A
F
P

Los gases ejercen una presión sobre cualquier superficie con la que están en contacto.
La presión atmosférica y el barómetro
Todos los objetos físicos experimentan una fuerza de
atracción que “tira” de nosotros hacia el centro de la
Tierra. Los átomos de gas y las moléculas de la
atmósfera también experimentan una atracción
gravitacional, sin embargo, debido a que las partículas
de un gas tienen masas muy pequeñas, sus energías
cinéticas superan a las fuerzas gravitacionales, de tal
forma que todas las moléculas que conforman la
atmósfera no se apilan en la superficie de la Tierra. No
obstante, la fuerza de gravedad actúa y ocasiona que la
atmósfera, como un todo, ejerza una presión sobre la
superficie terrestre. La presión ejercida por una
columna es la fuerza dividida entre el área de la sección

2. transversal A.
En el siglo XVII muchos científicos creían que la atmósfera no
tenía peso, pero Evangelista Torricelli demostró que esto no
era cierto. Torricelli inventó el barómetro, un dispositivo
compuesto por un tubo de vidrio de más de 760 mm de largo,
cerrado por un extremo y completamente lleno de mercurio.
Torricelli invirtió luego el dispositivo sobre un recipiente que
contenía más mercurio. Cuando el tubo de mercurio se
invierte dentro del recipiente, algo de mercurio fluye del
tubo, pero dentro se queda una columna de mercurio.
Torricelli afirmaba que la superficie de mercurio del
recipiente experimentaba la fuerza completa de la atmósfera
terrestre, que empuja al mercurio hacia arriba en el tubo
hasta que la presión ejercida por la columna de mercurio
iguale la presión atmosférica en la base del tubo.
Blas Pascal, colocó un de los barómetros de Torricelli en la cima de una montaña y comparó sus lecturas
con otro barómetro igual que colocó en el pie de la montaña. Conforme el barómetro ascendía por la
montaña, la altura de la columna de mercurio disminuía, ya que la cantidad de la atmósfera que ejerce
presión sobre la superficie disminuye conforme uno sube.
La presión atmosférica estándar, la cual corresponde a la presión típica al nivel del mar, es la presión
suficiente para sostener una columna de mercurio de 760 mm de altura.
La presión atmosférica estándar define algunas unidades que se utilizan para expresar presiones de los
gases, como la atmósfera (atm) y los milímetros de mercurio (mm Hg) también conocida como torr en
honor a Torricelli.       barkPaPatorrHgmmatm 0325.1325,1011001325,17607601
5


Las leyes de los gases
Se necesitan cuatro variables para definir la condición física o el estado de un gas: temperatura, presión,
volumen y la cantidad de gas (esta última expresada en moles). Las ecuaciones que expresan las relaciones
entre estas cuatro variables se conocen como leyes de los gases.
Relación presión-volumen: Ley de Boyle
El químico inglés Robert Boyle fue el primero en
investigar entre la presión de un gas y su
volumen utilizando un tubo en forma de J. En el
tubo de la izquierda, una cantidad de gas queda
atrapada sobre una columna de mercurio. Boyle
entonces cambió la presión del gas agregando
mercurio al tubo. Encontró que el volumen del
gas disminuyó cuando la presión aumentó.
La ley de Boyle, establece que el volumen de

3. una cantidad fija de gas mantenida a una temperatura constante es inversamente proporcional a la
presión. La ley de Boyle se expresa matemáticamente como: constanteó
1
constante  VP
P
V

El valor de la constante depende de la temperatura y de la cantidad de gas de la muestra.


Relación temperatura-volumen: Ley de Charles (1era. Ley de Gay-Lussac)
El volumen de un globo inflado aumenta cuando la temperatura del gas en su interior aumenta, y
disminuye cuando la temperatura del gas disminuye.
El científico francés Jaques Charles descubrió la
relación entre el volumen de un gas y la
temperatura: el volumen aumenta conforme la
temperatura aumenta, y disminuye conforme la
temperatura disminuye.
Observe la línea extrapolada (punteada), que pasa
por los -273 °C, también observe que se predice
que el gas tendrá un volumen igual a cero a esa
temperatura. Sin embargo, esta condición nunca
se presenta debido a que todos los gases se licuan
o se solidifican antes de alcanzar esta
temperatura.
Para entender mejor la Ley de
Boyle veamos el siguiente video.

4. En 1848, William Thomson, un físico inglés cuyo título era Lord Kelvin, propuso una escala de temperatura
absoluta, ahora conocida como escala Kelvin. En esta escala, 0 K, que se conoce como cero absoluto, es
igual a -273,15 °C.
La ley de Charles establece que: el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es
directamente proporcional a su temperatura absoluta. Matemáticamente, la ley de Charles toma la
siguiente forma: constanteóconstante 
T
V
TV

El valor de la constante depende de la presión y de la cantidad de gas de la muestra.

Relación temperatura-presión: (2da Ley de Gay-Lussac)
Procediendo análogamente a lo hecho en la primera ley, pero aplicando el calentamiento de un gas a
volumen constante se tiene: constanteó
1
constante  TP
P
T

El valor de la constante depende del volumen y de la cantidad de gas de la muestra. Por lo tanto: si el
volumen de un gas permanece constante las presiones del gas son directamente proporcionales a las
temperaturas absolutas.

Relación cantidad-volumen: Ley de Avogadro
La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deriva del trabajo de Joseph Gay-Lussac y Amedeo
Avogadro.
Gay-Lussac estudió las propiedades de los gases y en 1808 observó la ley de los volúmenes de
combinación: a una presión y temperatura constante dadas, los volúmenes de los gases que reaccionan
entre sí se encuentran en relación de números enteros pequeños. Posteriormente, Avogadro interpretó la
Para entender mejor la Ley de
Charles (1era. Ley de Gay-Lussac)
veamos el siguiente video.
Para entender mejor la 2da. Ley de
Gay-Lussac veamos el siguiente
video.

5. observación de Gay-Lussac proponiendo lo que ahora se conoce como Hipótesis de Avogadro: volúmenes
iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Es decir: nV constante

donde n es el número de moles.

La ecuación del gas ideal:
Las leyes que acabamos de examinar se obtuvieron conservando dos de las cuatro variables P, V, T y n
constantes y viendo como las otras dos variables se afectaban entre sí. Podemos expresar cada ley como
una relación de proporcionalidad (utilizando el símbolo α que significa “es proporcional a”), tenemos: )constantesson Ty P donde Avogadro, de(Ley
)constantesson Vy n donde Lussac,-Gay deLey (2da.
1
)constantesson Py n donde Charles, de(Ley
)constantesson Ty n donde Boyle, de(Ley
1
nV
P
T
TV
P
V





Podemos combinar estas relaciones para establecer una ley más general de los gases: P
Tn
V



y si llamamos R a la constante de proporcionalidad, obtenemos: 






P
Tn
RV

La cual reacomodada es igual a: TRnVP 

que es la ecuación del gas ideal. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión,
volumen y temperatura se describe por completo mediante la ecuación del gas ideal.
El término R de la ecuación del gas ideal se conoce como constate de los gases. El valor y las unidades de R
dependen de las unidades de P, V, T y n. El valor de la temperatura en la ecuación del gas ideal siempre
debe expresarse como temperatura absoluta (grados Kelvin), la cantidad del gas, normalmente se expresa
Para entender mejor la Ley de
Avogadro veamos el siguiente video.

6. en moles y las unidades elegidas para la presión y el volumen son con más frecuencia atmósferas y litros.
En este caso en valor de dicha constante es: 








Kmol
atmlitro
R08206,0

Supongamos que tenemos 1 mol de un gas a 1 atmósfera de presión y a 0 °C (273,15 °K) de temperatura.
De acuerdo con la ecuación del gas ideal, el volumen del gas es:  

litros
atm
K
Kmol
atmlitro
mol
P
TRn
V 41,22
1
15,27308206,01















Las condiciones de 0 °C de temperatura y 1 atmósfera de presión se conocen como temperatura y presión
estándar (TPE) y al volumen ocupado por un mol de gas ideal a TPE (22,41 litros), se lo conoce como
volumen molar de un gas ideal a TPE.
Relación entre la ecuación del gas ideal y las leyes de los gases
Con frecuencia nos enfrentamos a la situación en que P, V y T cambian para un número fijo de moles de
gas. Como n es constante en esta circunstancia, la ecuación del gas ideal da: constante

Rn
T
VP

Si representamos las condiciones inicial y final con los subíndices 1 y 2, respectivamente, podemos escribir: 2
22
1
11
T
VP
T
VP 



A esta ecuación con frecuencia se la llama ley de los gases combinados.
Densidad de los gases y masa molar
La densidad tiene unidades de masa por unidad de volumen (δ = m/V). Podemos arreglar la ecuación del
gas ideal para calcular las unidades similares de moles por unidad de volumen: TR
P
V
n



Si multiplicamos ambos lados de esta ecuación por la masa molar, M, que es el número de gramos en 1 mol
de sustancia, obtenemos: TR
MP
V
Mn





Así la densidad δ del gas está dada por la expresión:

7. TR
MP
V
Mn





Esta ecuación se puede reacomodar para despejar la masa molar de un gas: P
TR
M




De este modo, podemos utilizar la densidad δ de un gas medida experimentalmente para determinar la
masa molar de las moléculas del gas.


Nota: este documento tiene vínculos con material multimedia existentes en youtube a los cuales puede
accederse abriendo este documento desde la siguiente dirección de internet:
https://docs.google.com/document/d/18OSOYC_lcbqz6eolB95aQDU0XGwGFSa91vkJjgLpPPM/edit?usp=dr
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