Gas

En 1648, o químico Jan Baptist van Helmont, considerado o pai da química pneumática, creou o vocábulo "gas" (durante un tempo empregouse tamén "estado aeriforme"), a partir do termo grego kaos (desorde) para definir as características do dióxido de carbono. Esta denominación estendeuse despois a todos os corpos gasosos, tamén chamados fluídos elásticos, fluídos compresibles ou aires, e empregouse para designar un dos estados da materia.

Como a meirande parte dos gases son difíciles de observar directamente cos nosos sentidos, están descritos a través do uso de catro propiedades físicas ou características macroscópicas: presión, volume, número de partículas e temperatura. Estas catro características foron observadas en repetidas ocasións por científicos como Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Gay-Lussac e Amedeo Avogadro para unha variedade de gases en diversos ámbitos. Os seus estudos detallados levaron finalmente a unha relación matemática entre esas propiedades expresada pola lei dos gases ideais.

Existen varias leis derivadas de modelos simplificados da realidade que relacionan a presión, o volume e a temperatura dun gas.

A lei de Boyle-Mariotte, formulada por Robert Boyle e Edme Mariotte, é unha das leis que relaciona o volume e a presión dunha certa cantidade de gas mantida a temperatura constante. A lei di que a unha temperatura constante e para unha masa dada dun gas o volume do gas varía de xeito inversamente proporcional á presión absoluta do recipiente:

${\displaystyle PV=k\,}$ 

A lei de Charles di que a unha presión dada, o volume ocupado por unha certa cantidade dun gas é directamente proporcional á súa temperatura. Matematicamente a expresión é:

${\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}}$    o   ${\displaystyle {\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}}$ .

en termos xerais:

(V1 * T2) = (V2 * T1)

A lei de Gay-Lussac indica que a presión dunha cantidade de gas que se mantén a un volume constante é directamente proporcional á temperatura:

${\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}}$ 

Por iso para poder envasar gas, como gas licuado, primeiro debe arrefriarse o volume de gas desexado ata unha temperatura característica de cada gas, co fin de poder sometelo á presión requirida para licualo sen que se sobrequente e estoupe.

Combinando as tres leis anteriores obtense:

${\displaystyle \qquad {\frac {PV}{T}}=C}$ 

Da lei xeral dos gases obtense a lei dos gases ideais. A súa expresión matemática é:

${\displaystyle P\cdot V=n\cdot R\cdot T}$ 

onde P é a presión, V o volume, n o número de moles, R a constante universal dos gases ideais e T a temperatura en kelvins. Tomando o volume dun mol a unha atmosfera de presión e a 273 K, como 22,4 L obtense o valor de R= 0,082 atm·l·K⁻¹·mol⁻¹. No Sistema Internacional de Unidades R = 8,31451 J·K⁻¹·mol⁻¹.

Desta lei dedúcese que un mol (6,022×10²³ átomos o moléculas) de gas ideal ocupa sempre un volume igual a 22,4 litros a 0 °C e 1 atmosfera.

Para o comportamento térmico de partículas da materia existen catro cantidades medibles que son de grande interese: presión, volume, temperatura e masa da mostra do material (ou mellor, a cantidade de substancia, medida en moles).

Calquera gas consíderase un fluído porque ten as propiedades que lle permiten comportarse como tal. As súas moléculas, en continuo movemento, colisionan elasticamente entre elas e contra as paredes do recipiente que o contén, contra as que exercen unha presión permanente. Se o gas se quenta esta enerxía calorífica convértese en enerxía cinética das moléculas, é dicir, as moléculas móvense con maior velocidade, polo que o número de choques contra as paredes do recipiente aumenta en número e enerxía. Como consecuencia a presión do gas aumenta, e se as paredes do recipiente non son ríxidas, o volume do gas aumenta.

Un gas tende a ser activo quimicamente debido a que a súa superficie molecular é tamén grande, é dicir, ao estaren as súas partículas en continuo movemento chocando unhas coas outras fai máis fácil o contacto entre unha substancia e outra, aumentando a velocidade de reacción en comparación cos líquidos ou os sólidos.

Para entender mellor o comportamento dun gas, sempre se realizan estudos con respecto ao gas ideal, aínda que este en realidade nunca existe e as propiedades deste son:

• Unha substancia gasosa pura está constituída por moléculas de igual tamaño e masa. Unha mestura de substancias gasosas está formada por moléculas diferentes en tamaño e masa.
• Debido á gran distancia entre unhas moléculas e outras e a que se moven a gran velocidade, as forzas de atracción entre as moléculas considéranse desprezables.
• O tamaño das moléculas do gas é moi pequeno, polo que o volume que ocupan as moléculas é desprezable en comparación co volume total do recipiente. A densidade dun gas é moi baixa.
• As moléculas dun gas atópanse en constante movemento a gran velocidade, polo que chocan elasticamente de forma continua entre elas e contra as paredes do recipiente que as contén.

Para explicar o comportamento dos gases, as novas teorías empregan tanto a estatística como a teoría cuántica, ademais de experimentar con gases de diferentes propiedades ou propiedades límite, como o UF₆, que é o gas máis pesado coñecido.

Un gas non ten forma nin volume fixo; caracterízase pola case nula cohesión e a grande enerxía cinética das súas moléculas.

O efecto da temperatura e a presión nos sólidos e nos líquidos é moi pequeno, polo que tipicamente a compresibilidade dun líquido ou dun sólido é de 10⁻⁶ bar⁻¹ (1 bar=0,1 MPa) e o coeficiente de dilatación térmica é de 10⁻⁵ K⁻¹.

Por outra banda, a densidade dos gases resulta fortemente afectada pola presión e a temperatura. A lei dos gases ideais describe matematicamente a relación entre estas tres magnitudes:

${\displaystyle \rho ={\frac {p\,M}{R\,T}}}$ 

onde ${\displaystyle R\,}$  é a constante universal dos gases ideais, ${\displaystyle p\,}$  é a presión do gas, ${\displaystyle M\,}$  a súa masa molar e ${\displaystyle T\,}$  a temperatura absoluta.

Isto significa que un gas ideal a 300 K (27 °C) e 1 atm duplicará a súa densidade se se aumenta a presión a 2 atm mantendo a temperatura constante ou, alternativamente, se se reduce a súa temperatura a 150 K mantendo a presión constante.

Na teoría cinética, a presión dun gas explícase como o resultado macroscópico das forzas implicadas nas colisións das moléculas do gas coas paredes do contedor. A presión pode definirse polo tanto facendo referencia ás propiedades microscópicas do gas.

En efecto, para un gas ideal con N moléculas, cada unha de masa m e que se moven cunha velocidade aleatoria media v_rms contido nun volume V, as partículas do gas impactan coas paredes do recipiente dunha maneira que pode calcularse de estatisticamente intercambiando momento linear coas paredes en cada choque e efectuando unha forza neta por unidade de área, que é a presión exercida polo gas sobre a superficie sólida.

A presión pode calcularse como:

${\displaystyle P={Nmv_{rms}^{2} \over 3V}}$  (gas ideal)

Este resultado é interesante e significativo non só por ofrecer unha forma de calcular a presión dun gas senón tamén porque relaciona unha variable macroscópica observable, a presión, coa enerxía cinética media por molécula, 1/2 mv_rms², que é unha magnitude microscópica non observable directamente. O produto da presión polo volume do recipiente é dous terzos da enerxía cinética total das moléculas de gas contidas.

• Biogás
• Gas natural
• Gas nobre
• Cambio de estado