Que es un gas y sus propiedades

Regresar a [Química de gases]

Un gas es un estado de la materia en el que las partículas se mueven libremente y ocupan todo el volumen del recipiente que las contiene. Dependiendo del nivel de libertad de las partículas, una sustancia será más o menos gaseosa. Al igual que ocurre con el enlace químico, el gas, además de ser un estado de la materia, también puede entenderse como una propiedad continua: algunas sustancias son más gaseosas que otras, pues sus entidades (átomos o moléculas) presentan menos interacciones mutuas.

Es imposible que los átomos carezcan completamente de toda interactividad, debido a escenarios cuánticos en los que se generan momentos de atracción y repulsión al azar, incluso entre los gases nobles, que son las sustancias más gaseosas en términos de carencia de interacciones.

Figura 1. Los [Estados de agregación de la materia] (sólido, líquido y gas) se definen por el orden y las interacciones entre sus partículas. Los sólidos tienen partículas fijas y ordenadas. Los líquidos poseen un equilibrio dinámico, permitiendo fluidez. Los gases tienen partículas muy separadas y con interacciones despreciables, lo que permite modelar sus propiedades con la teoría cinético-molecular, independientemente de la sustancia.

¿Pero qué pasa si pensamos en un gas en el que no existan interacciones de ningún tipo? Este sería el gas más gaseoso posible, al cual, de hecho, los químicos denominamos gas perfecto o gas ideal. Las leyes que veremos en esta sección están pensadas para estos gases, perfectos o ideales, ya que, para las cifras significativas que manejamos (entre dos y cuatro), las desviaciones de medición entre el gas perfecto y los gases reales son despreciables. De allí que muchos piensen que los gases son el estado de la materia más sencillo, pues no debemos preocuparnos tanto por la identidad de la sustancia.

Esto también lleva a algunos a opinar que los gases son una temática más física que química, precisamente por esa simplicidad. Sin embargo, los gases fueron cruciales en el desarrollo del concepto de átomo químico y en la creación de la lista de pesos atómicos.

Los gases se expanden

Cualquiera que haya entrado en una cocina donde se estaba horneando pan ha experimentado el hecho de que los gases se expanden para llenar sus recipientes, a medida que el aire de la cocina se llena de olores maravillosos. Desafortunadamente, sucede lo mismo cuando alguien rompe un huevo podrido y el olor característico del sulfuro de hidrógeno (H₂S) se difunde rápidamente por la habitación. Debido a que los gases se expanden para llenar sus recipientes, es seguro asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su recipiente.

De lo anterior también se concluye que los gases son capaces de ejercer y recibir fuerzas newtonianas, por lo que son susceptibles de ser modelados empleando las técnicas de la mecánica clásica.

Figura 2. [Gravedad y densidad de un gas] Los gases, a gran escala y bajo gravedad, no se distribuyen de forma homogénea. La gravedad terrestre atrae las moléculas de aire, haciendo que la atmósfera sea más densa y la presión atmosférica mayor a nivel del mar. La densidad y la presión disminuyen exponencialmente con la altura, un fenómeno regido por el equilibrio hidrostático que es fundamental en la física atmosférica.

Sin embargo, esta expansión no es infinita: depende de la gravedad. Debido a que los contenedores humanos —como habitaciones o laboratorios— no suelen ser muy altos, no percibimos este efecto de manera evidente. Pero si tuviéramos un contenedor del tamaño de la atmósfera, observaríamos que la gravedad limita la expansión de los gases: las moléculas tienden a acumularse más cerca de la superficie terrestre, disminuyendo su densidad con la altura.

Solo los gases más cercanos al comportamiento del gas ideal, es decir, aquellos con bajas interacciones intermoleculares y baja masa molecular, logran alcanzar las capas más altas o incluso escapar de la atmósfera. Entre ellos destacan el hidrógeno molecular (H₂) y el helio (He), que debido a su baja masa y escasas fuerzas de atracción son capaces de vencer, en parte, la atracción gravitacional terrestre.

Este fenómeno explica por qué la atmósfera terrestre retiene fácilmente gases más pesados como el oxígeno (O₂) y el nitrógeno (N₂), mientras que pierde progresivamente gases ligeros como el hidrógeno y el helio hacia el espacio exterior

Compresibilidad

Los gases no tienen una forma fija dentro de un contenedor de altura limitada. Adoptan la forma del espacio disponible, expandiéndose para llenarlo completamente. A diferencia de los sólidos o líquidos, cuya forma es más rígida o definida, los gases no presentan resistencia interna a cambiar de forma, ya que sus partículas se encuentran en movimiento constante y aleatorio, separadas por grandes distancias relativas.

Sin embargo, aunque los gases fluyen y se adaptan a cualquier forma, ejercen una fuerza en contra de cualquier intento de compresión. Esta resistencia surge porque las moléculas de gas, al moverse libremente, golpean las paredes del contenedor, generando lo que conocemos como presión. En consecuencia, aunque los gases carecen de una forma propia rígida, defienden la forma que han adoptado mediante esta presión interna, dependiendo de la movilidad o flexibilidad de las paredes del recipiente. Si el contenedor puede deformarse, el gas lo expandirá hasta alcanzar un equilibrio entre su presión interna y la resistencia de las paredes.

Figura 3. El [Motor de combustión interna] opera sobre principios termodinámicos cíclicos. Utiliza la compresibilidad de una mezcla de aire y combustible para luego, mediante una reacción de combustión, generar una expansión que produce trabajo útil. Este ciclo convierte energía química en energía mecánica, moviendo un pistón y el cigüeñal.

El gas podrá ser comprimido siempre que se ejerza una fuerza externa mayor que su presión expansiva. En un gas perfecto, esta compresión llevaría teóricamente a una disminución infinita del volumen, tendiendo hacia cero sin límite real. No obstante, en un gas real, llega un punto en el que, al comprimirlo excesivamente, las partículas comienzan a interactuar de manera forzada debido a sus fuerzas intermoleculares, provocando su colapso en un estado líquido. Este fenómeno marca el límite entre el comportamiento idealizado y el comportamiento real de los gases, y es crucial para entender procesos como la licuefacción de gases.

A diferencia de los gases, los líquidos son mucho más difíciles de comprimir, debido a la cercanía de sus moléculas. Esta resistencia a la compresión se aprovecha en sistemas como los frenos hidráulicos, donde se asume que el volumen del líquido de frenos no cambia apreciablemente bajo presión. Los sólidos son aún más resistentes a la compresión, con pocas excepciones como ciertos elastómeros (caucho natural y sintético). En objetos como una pelota de ráquetbol, que parece fácil de comprimir, en realidad es el aire contenido en su interior el que se comprime, no el material sólido de la pelota.

Figura 4. [Compresibilidad de un gas] La imagen compara gas y líquido bajo presión: el gas se comprime mucho por su gran separación entre partículas, mientras el líquido casi no cambia volumen. Sin embargo, el gas no es infinitamente compresible; al alcanzar una presión crítica, surgen interacciones intermoleculares y ocurre la licuefacción, como en el GNL.

Dilatación térmica

La dilatación térmica de un gas es la más marcada entre todos los estados de la materia. Cuando un gas se calienta, su energía cinética aumenta, lo que provoca un aumento de su presión interna y un intento de expansión del volumen. Por el contrario, si un gas se enfría, su presión disminuye y tiende a reducir su volumen hasta alcanzar un nuevo equilibrio con la presión atmosférica circundante. Esta capacidad de los gases para cambiar de volumen y presión con la temperatura es mucho más pronunciada que en líquidos o sólidos, haciendo que los gases sean altamente sensibles a las variaciones térmicas.

Un motor de combustión interna proporciona un excelente ejemplo de cómo se aprovecha la facilidad de compresión de los gases. En un motor típico de cuatro tiempos, primero el pistón se extrae del cilindro para crear un vacío parcial, atrayendo una mezcla de vapor de gasolina y aire hacia el interior. Luego, el pistón comprime esta mezcla gaseosa a una fracción de su volumen original. La relación de compresión del motor describe el cociente entre el volumen inicial y el volumen final del gas en el cilindro. En automóviles modernos, esta relación es aproximadamente de 9:1, lo que significa que la mezcla es comprimida a un noveno de su volumen original. Posteriormente, la bujía enciende la mezcla comprimida, provocando una explosión que empuja el pistón hacia afuera, generando el trabajo mecánico necesario para mover el vehículo.

Parámetros que describen el estado de un gas

Los parámetros de estado de un gas son el conjunto de variables que definen su condición o estado físico en un momento dado. Estas propiedades, íntimamente interrelacionadas, incluyen la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y la cantidad de sustancia (n), que generalmente se mide en moles. Juntas, estas variables ofrecen una "instantánea" completa del sistema. Lo que hace que estos parámetros sean fundamentales es su interdependencia: un cambio en uno de ellos inevitablemente provoca una modificación en al menos otro, siempre que el sistema no esté completamente aislado.

Por ejemplo, si un gas se comprime a temperatura y cantidad de sustancia constantes, su presión debe aumentar. O si se calienta un gas a volumen constante, su presión también se incrementa. Estas relaciones se rigen por las leyes de los gases ideales y la termodinámica, que establecen las reglas para cómo los gases responden a los cambios. La manipulación de estos parámetros es la base de numerosas aplicaciones prácticas, desde el funcionamiento de los motores hasta la comprensión de los fenómenos atmosféricos, ya que al controlar una o varias variables, podemos predecir y controlar el comportamiento del sistema.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry, the central science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural.

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.