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 la materia generalmente se interpretan con la teoría atómica de Dalton, de este modo el sólido está ordenado y sus interacciones son propias de cada tipo de sustancia, el líquido posee una interacción más débil, pero aun así dependen de la identidad de la sustancia. La clave de los gases es que tienen tan pocas interacciones, que el tipo de gas resulta irrelevante para la mayoría de las aplicaciones no analíticas.
¿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. Aunque normalmente se nos dice que los gases se expanden homogéneamente en un contenedor, esto no es cierto para contenedores de alturas elevadas frente a una fuente de gravedad que atrae las partículas, la atmosfera por lo tanto es heterogénea en su distribución, siendo más densa en el nivel del mar.
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. El motor de combustión interna funciona gracias a la
propiedad de compresibilidad y expansión cíclicas mediadas por aumentos de
presión y temperatura. (Enlace)
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.
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.
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.
No hay comentarios:
Publicar un comentario