¿Alguna vez has mirado una bombilla y te has preguntado cómo funciona? Gases como el argón son los responsables de que haya luz en tu casa; como algunas bombillas contienen oxígeno, el argón ayuda a evitar que el oxígeno corroa los filamentos de tungsteno del interior de la bombilla.
¿Qué son los gases?
Los gases, uno de los tres estados más comunes de la materia, están presentes a nuestro alrededor e inciden en gran parte de nuestras vidas. Son comúnmente conocidos por:
- Asumir la forma y el volumen de un recipiente.
- Ser comprimibles.
- Tener un movimiento aleatorio y rápido de las moléculas.
Un gas es un estado de agregación de la materia en el cual hay apenas enlaces intermoleculares entre los átomos, lo que permite un movimiento aleatorio que da forma y volumen variables.
- Aprenderemos cómo los gases se ven afectados por la temperatura y la presión.
- Veremos qué son los gases ideales.
- Conoceremos las diferentes leyes de los gases que pretenden describir su comportamiento.
Presión y presión parcial de los gases
Los gases pueden ejercer una fuerza sobre la pared de su recipiente. La presión depende de la fuerza ejercida por el gas y del tamaño del área donde se aplica.
La presión es la fuerza ejercida por unidad de superficie.
La fórmula general de la presión es:![]()
![]()
Veamos un caso interesante: ¿cómo es posible que una persona pueda tumbarse sobre una cama de clavos sin hacerse daño, pero que se pinche mucho si pisa un solo clavo? La respuesta está en la presión. Si se pisa un clavo, se ejerce toda la fuerza sobre una zona muy pequeña. Sin embargo, cuando un faquir se acuesta sobre un lecho de clavos, la fuerza se aplica sobre una superficie mayor (repartida en cientos de clavos). Esto se debe a que la presión ejercida sobre cada clavo es menor que la que se ejerce si se pisa uno solo.
Ahora, revisemos este ejemplo:
Una persona que pesa 70 kg pisa un clavo de 1 mm2 ; otra persona, con el mismo peso corporal, decide dormir sobre una cama de clavos de una superficie de 2000 mm2. Calcula la presión ejercida por ambos.
En primer lugar, tenemos que calcular la fuerza, teniendo en cuenta la masa y la gravedad (9,8 m/s2).
![]()
Así, la presión ejercida por la persona que pisó un clavo sería:
![]()
La presión ejercida por la persona que está en la cama sobre los clavos sería:
![]()
![]()
Aunque la unidad del SI para la presión es el pascal (Pa), la presión puede tener otras unidades atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), torr y bar:
- 1 atm = 760 torr
- 1 atm = 760 mmHg = 1,013x105 Pa = 101 kPa
- 1 atm = 101,325 Pa → 1 atm es la presión atmosférica estándar (la presión a nivel del mar)
- 1 bar = 0,9869 atm
Un gas tiene una presión de 560 mmHg. Convierte esta presión a atmósferas y kPa.
- De mmHg a atm:
Para convertir de mmHg a atm, utilizamos la siguiente conversión: 760 mmHg = 1 at![]()
2. De mmHg a kPa:
Para convertir de mmHg a kPa, utilizamos la siguiente conversión: 760 mmHg = 101 kPa
![]()
Los gases también tienen presión parcial, que es la presión ejercida por un gas individual dentro de una mezcla. La siguiente ley de Dalton da la relación entre las presiones parciales en una mezcla:
La ley de Dalton de la presión parcial establece que la suma de las presiones parciales de cada gas individual en un recipiente es igual a la presión total de la mezcla de gases en el mismo recipiente.
La ecuación de esta ley es: ![]()
![]()
Utilicemos un ejemplo, para aclarar los conceptos:
Una muestra de gas neón ejerce una presión parcial de 1,90 atm dentro de un recipiente. Este recipiente también tiene gas nitrógeno que ejerce una presión parcial de 470 torr. Calcula la presión total dentro del recipiente.
En primer lugar, tenemos que convertir la presión del nitrógeno de torr a atm. Luego, podemos sumar las presiones parciales para obtener la presión total dentro del recipiente:
![]()
![]()
![]()
También podemos calcular la presión parcial de un gas, si sabemos cuántos moles de cada gas están presentes en la mezcla. Para eso se utiliza la siguiente fórmula: ![]()
XA es la fracción molar del gas A, y se calcula dividiendo los moles del gas A entre el número total de moles de gas en la mezcla:
Una botella contiene 900 g de CH4 y 200 g de C2H6. Encuentra la presión parcial del CH4 , si la presión total es de 5,3 atm.
En primer lugar, vamos a calcular el número de moles de CH4 y C2H6:
![]()
A continuación, tenemos que calcular la fracción molar de CH4
![]()
Por último, podemos utilizar la fórmula![]()
para calcular la presión parcial del CH4:
![]()
Temperatura y energía cinética
La temperatura absoluta de los gases se mide en Kelvin. La energía cinética de los gases depende de la temperatura del gas. Cuando la temperatura aumenta, la energía cinética también aumenta; cuando la temperatura disminuye, la energía cinética disminuye.
La temperatura es una medida de la energía cinética media que pueden tener los átomos o las moléculas.
Es posible que en tu examen te pidan que conviertas entre otras unidades de temperatura derivadas del SI. Por tanto, saber convertir la temperatura es una gran habilidad que debes aprender:
- Para convertir la temperatura de Celsius a Kelvin:
![]()
![]()
- Para convertir la temperatura de Kelvin a Celsius:
![]()
Teoría cinética molecular
La teoría cinética molecular pretende describir el movimiento de las moléculas de los gases. Supone lo siguiente:
- Los gases están formados por moléculas individuales en movimiento constante, rectilíneo y aleatorio.
- Las moléculas de gas contienen energía cinética (determinada por la temperatura), lo que les permite chocar con las paredes del recipiente y ejercer presión. Cuanta más energía cinética contenga una molécula de gas, más colisiones tendrá.
- Las colisiones entre las moléculas de gas son elásticas, lo que significa que las colisiones no cambian la energía de las partículas. Cuanto mayor sea el número de partículas de gas en un recipiente, mayor será el número de colisiones.
- Todos los gases, a la misma temperatura, tendrán la misma energía cinética media.
- Las moléculas de los gases no ocupan volumen.
- No existen fuerzas de atracción/repulsión entre las moléculas de los gases.
La teoría cinética molecular está un poco simplificada; no puede aplicarse a todos los gases, ya que la mayoría tiende a tener fuerzas intermoleculares presentes en ellos, y también ocupan un cierto volumen. Estas fuerzas intermoleculares determinan las distintas propiedades físicas de los compuestos, como el punto de fusión, el punto de ebullición, la presión de vapor y la densidad.
Una excepción es el helio a temperaturas muy bajas: las fuerzas de dispersión de London presentes en el helio son tan débiles que podríamos decir que son inexistentes a unos 4 K. ¿Qué significa esto?: que si se agita un poco de helio muy frío, este seguirá agitándose eternamente y saldrá del recipiente.
Gases ideales
Un gas ideal es un gas en el que no existen fuerzas entre las partículas. Además, estas partículas son puntuales y se mueven sin rumbo.
Se utilizan muchas leyes para describir el comportamiento de los gases ideales: Ley de Boyle, Ley de Charle, Ley de Gay-Lussac y Ley de Avogadro. Estas leyes relacionan entre sí las siguientes propiedades de los gases: temperatura, presión, volumen y moles de gases presentes. Como habrás adivinado, la combinación de todas las piezas nos dará una ecuación definitiva, que sirve para todos los cálculos de gases ideales.
La ley de Boyle
La ley de Boyle fue creada por un químico irlandés llamado Robert Boyle. Esta ley establece que la presión y el volumen son inversamente proporcionales; lo que significa que si el volumen aumenta, la presión disminuye (y viceversa). Boyle creía que esta ley se aplicaba a todos los gases. Sin embargo, los científicos han puesto a prueba la ley de Boyle durante muchos años y han descubierto que solo se cumple cuando los gases están a presiones suficientemente bajas.
La ley de Boyle establece que el volumen (V) de un gas confinado es inversamente proporcional a la presión (P) ejercida sobre el gas.
La fórmula de la ley de Boyle es sencilla: muestra que la presión y el volumen iniciales de un gas son iguales a su presión y el volumen finales:
![]()
- P1 es la presión inicial y V1 es el volumen inicial
- P2 es la presión final y V2 es el volumen final.
Sin embargo, hay que tener en cuenta que la ley de Boyle solo puede cumplirse si el número de moléculas del gas y la temperatura no cambian.
Una muestra de gas tiene un volumen de 10,35 mL a 5,00 atm. Si el número de moléculas y la temperatura se mantienen iguales, pero el volumen se aumenta a 15,0 mL, ¿cuál es la presión resultante?
Por la pregunta, sabemos que P1 = 5,00 atm, V1 = 10,35 mL y V2 = 15,0 mL.
Podemos utilizar la Ley de Boyle para calcular la presión final (P2):
![]()
Nuestra respuesta tiene sentido, porque la presión disminuye al aumentar el volumen.
La ley de Charles
Jacques Charles desarrolló una ley que explicaba la relación entre la temperatura y el volumen. La ley de Charles establece que cuando la temperatura aumenta, el volumen del gas también aumenta. Sin embargo, la ley de Charles solo es cierta si la presión y la cantidad de gas permanecen inalteradas.
La ley de Charles establece que la temperatura de un gas es directamente proporcional a su volumen.
Fig. 2: Ley de Charles. Propiedades de los gases.
La fórmula de la ley de Charles, que relaciona la temperatura (en Kelvin) y el volumen, es:
![]()
Una muestra de helio en un recipiente tiene un volumen de 8,00 mL y una temperatura de 60 °C. Encuentra el nuevo volumen de helio, si la temperatura se reduce a 40 °C y todo lo demás se mantiene constante.
En primer lugar, tenemos que convertir las temperaturas dadas de Celsius a Kelvin:
![]()
A continuación, podemos utilizar la ley de Charle para averiguar el volumen final de helio (V
2):
![]()
También tenemos otra relación interesante para los gases ideales, que es la relación entre la presión y la temperatura.
Ley de Gay-Lussac
La ley de Gay-Lussac fue creada por un físico francés llamado Joseph Gay-Lussac. Esta ley relaciona la temperatura y la presión de un gas: cuando la temperatura de un gas aumenta, la presión también aumenta (y viceversa).
La ley de Gay-Lussac establece que la temperatura y la presión de un gas son directamente proporcionales entre sí.
La fórmula de la ley de Gay-Lussac muestra que la presión y la temperatura iniciales de un gas son iguales a su presión y la temperatura finales:
![]()
Tienes 20,0 L de un determinado gas, en un recipiente fijo, a 1,15 atm y 300 K. Si aumentas la temperatura a 318 K, ¿cuál sería la presión del gas?
Podemos utilizar la fórmula que relaciona la presión y la temperatura para calcular la presión final (P2) del gas después del aumento de temperatura:
![]()
Ecuación general de los gases
Como es difícil recordar a tres científicos diferentes y sus leyes, podemos combinar las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac en una fórmula sencilla: la ley combinada de los gases, en la cual los moles de gas no cambian. La fórmula de la ley combinada de los gases es la siguiente:
![]()
Puedes intentar combinarlas tú mismo para comprobar si esto es cierto. ¿Qué obtendrías multiplicando todos ellos y sacando la raíz cuadrada después?
4,50 L de un gas tienen una presión de 0,530 atm y una temperatura de 318 K. Si se aumenta la temperatura a 400 K y 1,2 atm, ¿cuál sería el nuevo volumen de gas?
![]()
Ley de los gases ideales
Existe una solución sencilla y eficaz para todos los problemas de gases ideales: la ley de los gases ideales. Para comprenderla, comencemos revisando la ley de Avogadro.
La ley de Avogadro
Amedeo Avogadro inventó la ley de Avogadro (sí, la misma persona que inventó el número de Avogadro). La ley de Avogadro relaciona el volumen y la cantidad de gas. Si el volumen del gas aumenta, la cantidad de gas también aumentará.
La ley de Avogadro establece que la cantidad de gas es directamente proporcional a su volumen, siempre que la presión y la temperatura del gas permanezcan iguales.
La fórmula de la ley de Avogadro es: ![]()
Tenemos un pistón de 8 litros, con un extremo abierto al aire (la presión se mantiene en 1 atm). Hemos calculado que contiene 0,945 moles de moléculas de aire. Sacamos la mitad del aire empujando un extremo del pistón (lo que reduce el volumen a 4,0 litros). ¿Cuántos moles de gas quedan dentro del pistón?
Como conocemos V1, n1 y V2 , podemos utilizar la ley de Avogadro para encontrar n2:
![]()
La ley de los gases ideales combina la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley de Avogadro. Esta ley describe la relación entre presión, volumen, cantidad de gas y temperatura. Se utiliza para relacionar las propiedades de los gases ideales (gases que siguen la teoría cinética molecular).
La fórmula de los gases ideales es:![]()
Donde:
- P = presión en kPa
- V = volumen del gas en litros
- n = cantidad de gas en moles
- R = constante universal de los gases = 0.082057 L * atm / (mol*K)
- T = temperatura del gas en Kelvin
Tienes una muestra de gas helio guardada en un recipiente con un volumen de 4,5 L y una temperatura de 308 K. ¿Cuántos moles del gas hay, si se ejerce una presión de 3 atm sobre el gas?
Podemos utilizar la ley de los gases ideales y resolver la cantidad de gas en moles (n).
![]()
Los gases no son un grupo ideal, pero nos gusta pensar en ellos así, ya que nos simplifica la vida.
Gases - Puntos clave
- Los gases adoptan la forma y el volumen del recipiente, y son compresibles.
- Las partículas del gas se mueven de manera aleatoria y constante.
- Su energía cinética depende de la temperatura.
- Un gas ideal es un gas en el que no existen fuerzas entre las partículas. Además, estas partículas son puntuales y se mueven sin rumbo.
- Existen múltiples leyes que nos ayudan a entender el comportamiento de los gases ideales. Estas son: la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley de Avogadro.
- La ley de los gases ideales describe completamente el comportamiento de los gases ideales.
Referencias:
Brown, T. L. (2009). Chemistry: the central science. Pearson Education.
Moore, J. T., & Langley, R. (2021). AP Chemistry. McGraw-Hill.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2016). Chemistry. Cengage Learning.
Résumenes 
Exámenes 
Magazine 
Formacion Profesional 
