Estados solido, liquido y gaseoso

Un gas ideal es un modelo teórico donde las partículas no tienen volumen propio y no existen fuerzas de atracción o repulsión entre ellas. Aunque los gases reales no son perfectos, la mayoría se comporta como “ideales” a presiones bajas y temperaturas altas.

La Ecuación de Estado

La relación entre las cuatro variables fundamentales de un gas se expresa mediante la fórmula:

$P \cdot V = n \cdot R \cdot T$

Donde:

• $P$: Presión (generalmente en atmósferas, atm).
• $V$: Volumen (en litros, L).
• $n$: Cantidad de sustancia (en moles, mol).
• $R$: Constante universal de los gases ideales.
• $T$: Temperatura absoluta (siempre en Kelvin, K).

Importante: Para usar esta fórmula, siempre debes convertir los grados Celsius a Kelvin: $T(K) = \text{°C} + 273,15$.

---

La Constante Universal ($R$)

El valor de $R$ depende de las unidades que utilices para la presión y el volumen. El valor más común es:

$R = 0,08206 \frac{\text{atm} \cdot \text{L}}{\text{mol} \cdot \text{K}}$

Si se trabaja en el Sistema Internacional (Pascales y metros cúbicos), se usa: $R = 8,314 \frac{J}{\text{mol} \cdot \text{K}}$.

---

Las Leyes que la Componen

La ley ideal es la suma de tres relaciones de proporcionalidad que ya hemos estudiado:

1. Ley de Boyle (P vs V): Inversamente proporcionales ($P \propto 1/V$). Si comprimes un gas, la presión sube.
2. Ley de Charles (V vs T): Directamente proporcionales ($V \propto T$). Si calientas un gas, se expande.
3. Ley de Avogadro (V vs n): Directamente proporcionales ($V \propto n$). A más moles, más volumen.

---

Densidad y Masa Molar

Podemos manipular la ecuación $PV=nRT$ para hallar la densidad ($\rho$) de un gas. Como $n = \text{masa} / \text{Masa Molar} (M)$:

$P \cdot V = \left( \frac{m}{M} \right) R \cdot T \implies P \cdot M = \left( \frac{m}{V} \right) R \cdot T$ $\text{Densidad } (\rho) = \frac{P \cdot M}{R \cdot T}$

Esto explica por qué el aire caliente es menos denso que el aire frío: al aumentar $T$ en el denominador, la densidad $\rho$ disminuye, lo que permite que los globos aerostáticos se eleven.

---

Limitaciones: Gases Reales vs. Ideales

En el mundo real, los gases se desvían del comportamiento ideal cuando:

• La presión es muy alta: Las partículas están tan juntas que su volumen propio ya no es despreciable.
• La temperatura es muy baja: Las partículas se mueven lento y las fuerzas intermoleculares empiezan a “pegarlas”, acercándose al punto de condensación (licuefacción).

Para estos casos, se utiliza la Ecuación de Van der Waals, que añade correcciones por volumen y atracción.