Gas
Keywords: Gas, Amedeo Avogadro, Atmósfera (unidad), Biogas, Estado de la materia, Fuerzas de Van der Waals, Física, Gas licuado del petróleo, Gas natural
Estado de la materia en el cual las fuerzas interatómicas o intermoleculares entre los distintos átomos o moléculas de una susbtancia son tan pequeños que la substancia no adopta ni forma ni volumen fijo, tendiendo a expandirse todo lo posible para ocupar todo el volumen recipiente que lo contiene.
Gases ideales
Una primera aproximaximación a la naturaleza de los gases es suponer que las partículas que lo componen no interactúan entre sí. Es decir que dichas partículas ocupan un volumen muy pequeño en comparación con el del recipiente y no colisionan entre sí ni se atraen o repelen. Esta aproximación es de uso frecuente pues muchos gases tienen, en las condiciones normales en que nos movemos, un comportamiento así.
La ley de los gases ideales es: 
siendo P la presión, V el volumen que ocupa el gas, n el número de moles de gas que se tienen y R la constante de los gases ideales que dependerá de las unidades que se estén utilizando. R = 0,082 (atm·L)/(K·mol) si se trabaja con atmósferas y litros y R = 8,31451 J/(g·mol·K) si se trabaja en Sistema Internacional (SI)
De esta ley se deduce que un mol de gas corresponde a 22,4 litros de gas a temperatura de 0ºC y presión de 1 atmósfera.
Gases reales
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales las cuales son variadas y más complicadas cuanto más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos/moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
Véase también
- Gases combustibles
Categoría: Química