Gas

Gas
	Subclase de fluído
	Subclase de fluído
Características
	Manifestación de estado gasoso da materia
	Manifestación de estado gasoso da materia
	Caracterizado por viscosidade
	Caracterizado por viscosidade
Historia
	Precedido por líquido
	Sucedido por líquido
Freebase
Fontes e ligazóns
Freebase
Freebase	/m/037xy
MeSH	D005740
Mindat	49997
	Descrito pola fonte Enciclopedia de Otto ; Tema: Plyn; Pequeno dicionario enciclopédico de Brockhaus e Efron ; Tema: Q24762681 ; Grande Enciclopedia Soviética (1926 - 1947) ; Tema: Q105108619 ; Dicionario Enciclopédico Brockhaus e Efron ; Tema: Q24376776 ; Encyclopædia Britannica ; Tema: 1911 Encyclopædia Britannica/Gas (en)
	Wikidata C:Commons

Para outras páxinas con títulos homónimos véxase: Gas (homónimos).

O gas^[1] é un estado da materia que non ten forma nin volume de seu. É un fluído compresible, ao contrario do líquido. Un gas puro está formado por átomos individuais (por exemplo, un gas nobre como o neon) ou por moléculas (como o osíxeno, O₂, ou o dióxido de carbono). Os gases puros poden mesturarse entre si, como ocorre no aire. O que distingue os gases dos líquidos e dos sólidos é a gran separación entre as súas partículas, separación que pode facer que algúns gases sexan invisibles para o observador humano.

O estado gasoso da materia sitúase entre o estado líquido e o plasma, que marca o límite superior de temperatura dos gases. No extremo inferior da escala de temperaturas atópanse os gases cuánticos dexenerados, que reciben unha atención crecente: os gases atómicos de alta densidade superarrefriados ata temperaturas moi baixas clasifícanse, segundo o seu comportamento estatístico, como gases de Bose ou gases de Fermi.

É considerado nalgúns dicionarios como sinónimo de vapor, aínda que non hai que confundir os seus conceptos, pois este termo debe usarse estritamente para referirse a aquel gas que se pode condensar por presurización a temperatura constante. A maioría dos gases precisan temperaturas moi baixas para se condensaren; no caso do osíxeno, por exemplo, a temperatura necesaria é de −183 °C.^[2]

Gases elementais

Os únicos elementos químicos que son gases moleculares diatómicos homonucleares estables en condicións estándar de presión e temperatura son o hidróxeno (H₂), o nitróxeno (N₂), o osíxeno (O₂) e dous halóxenos: o flúor (F₂) e o cloro (Cl₂). Cando se agrupan cos gases nobres monoatómicos —helio (He), neon (Ne), argon (Ar), cripton (Kr), xenon (Xe) e radon (Rn)—, estes gases reciben no seu conxunto o nome de gases elementais.^[3]

Etimoloxía

En 1648, o químico Jan Baptist van Helmont, considerado o pai da química pneumática, creou o vocábulo "gas" (durante un tempo empregouse tamén "estado aeriforme"). Van Helmont identificou o dióxido de carbono, o primeiro gas coñecido distinto do aire.^[4] A palabra parece ser simplemente unha transcrición fonética do grego antigo χάος (kaos, 'caos'): o g neerlandés pronúnciase coma o ch de "loch" (fricativa velar xorda, /x/), polo que Van Helmont seguiría o uso alquímico xa testemuñado nas obras de Paracelso, para o que chaos significaba algo así como 'auga ultraenrarecida'.^[5] No seu Ortus medicinae (1652), o propio Van Helmont escribiu: «... in nominis egestate, halitum illum, Gas vocavi, non longe a Chao ...» ("... por falta de nome, chamei gas a este vapor, non lonxe de caos ...").^[6] O termo estendeuse despois a todos os corpos gasosos, tamén chamados fluídos elásticos, fluídos compresibles ou aires, e empregouse para designar un dos estados da materia.

Segundo outra historia, o termo derivaría de gahst (ou geist), que significa 'pantasma' ou 'espírito'.^[7] Os editores do Oxford English Dictionary non lle conceden credibilidade a esa historia.^[8] Pola contra, o historiador franco-estadounidense Jacques Barzun especulou que Van Helmont tomara a palabra do alemán Gäscht, a escuma producida pola fermentación.^[9]

Características

Como a meirande parte dos gases son difíciles de observar directamente cos nosos sentidos, están descritos a través do uso de catro propiedades físicas ou características macroscópicas: presión, volume, número de partículas e temperatura. Estas catro características foron observadas en repetidas ocasións por científicos como Robert Boyle, Jacques Charles, John Dalton, Gay-Lussac e Amedeo Avogadro para unha variedade de gases en diversos ámbitos. Os seus estudos detallados levaron finalmente a unha relación matemática entre esas propiedades expresada pola lei dos gases ideais.

As partículas do gas están moi separadas entre si e, en consecuencia, teñen enlaces intermoleculares máis débiles ca os líquidos ou os sólidos. Estas forzas intermoleculares son consecuencia das interaccións electrostáticas entre as partículas: as zonas con carga do mesmo signo de distintas partículas repílense, mentres que as de signo oposto atráense; os gases que conteñen ións con carga permanente coñécense como plasmas. Os compostos gasosos con enlaces covalentes polares conteñen desequilibrios permanentes de carga e, por iso, experimentan forzas intermoleculares relativamente fortes, aínda que a carga neta do composto segue a ser neutra. Nas moléculas con enlaces covalentes non polares existen cargas transitorias inducidas ao chou, e as interaccións electrostáticas que provocan reciben o nome de forzas de Van der Waals. A interacción destas forzas varía dentro dunha substancia e determina moitas das propiedades físicas propias de cada gas.^[10]^[11]

En comparación cos demais estados da materia, os gases teñen baixa densidade e baixa viscosidade. A presión e a temperatura inflúen nas partículas dentro dun certo volume; a esta variación na separación e na velocidade das partículas chámaselle compresibilidade. A separación e o tamaño das partículas inflúen tamén nas propiedades ópticas dos gases, como o índice de refracción. Por último, as partículas do gas espállanse ou difunden para se distribuíren homoxeaneamente por todo o recipiente que as contén.^[12]

Leis dos gases

As primeiras leis dos gases desenvolvéronse dende finais do século XVII, cando os científicos comezaron a decatarse de que, nas relacións entre a presión, o volume e a temperatura dunha mostra de gas nun sistema pechado, se podía obter unha fórmula válida para todos os gases, que se comportan de forma semellante nunha ampla variedade de condicións. Na actualidade a ecuación de estado dun gas ideal derívase da teoría cinética, e as leis anteriores considéranse casos especiais dela cunha ou máis variables mantidas constantes. Estas leis derivan, polo tanto, de modelos simplificados da realidade que relacionan a presión, o volume e a temperatura dun gas.

Lei de Boyle-Mariotte

A lei de Boyle-Mariotte, formulada por Robert Boyle e Edme Mariotte, foi quizais a primeira expresión dunha ecuación de estado. En 1662, Boyle realizou unha serie de experimentos cun tubo de vidro en forma de J, pechado por un extremo. Engadiu mercurio ao tubo, atrapando unha cantidade fixa de aire no extremo curto e pechado, e mediu con coidado o volume do gas ao engadir máis mercurio; a presión do gas determinábase pola diferenza entre o nivel do mercurio no extremo curto e o do extremo longo e aberto. Por estes experimentos, Boyle observou que a presión exercida por un gas mantido a temperatura constante varía de xeito inversamente proporcional ao volume: se o volume se reduce á metade, a presión duplícase, e se o volume se duplica, a presión redúcese á metade.^[13] É dicir, a unha temperatura constante e para unha masa dada dun gas, o produto da presión polo volume é constante:^[14]

P V = k

Como os valores inicial e final do produto da presión polo volume dunha cantidade fixa de gas a temperatura constante son iguais á mesma constante k, poden relacionarse pola ecuación:

P_{1} V_{1} = P_{2} V_{2}

Lei de Charles

En 1787, o físico francés e pioneiro da aeroestación Jacques Charles comprobou que o osíxeno, o nitróxeno, o hidróxeno, o dióxido de carbono e o aire se dilatan na mesma medida ao longo dun mesmo intervalo de 80 kelvins. A lei de Charles di que, a unha presión dada, o volume ocupado por unha certa cantidade de gas é directamente proporcional á súa temperatura. Matematicamente a expresión é:

\frac{V_{1}}{T_{1}} = \frac{V_{2}}{T_{2}}

o

\frac{V_{1}}{V_{2}} = \frac{T_{1}}{T_{2}}

.

Lei de Gay-Lussac

En 1802, Louis Joseph Gay-Lussac publicou os resultados de experimentos semellantes, aínda que máis extensos,^[15] e recoñeceu o traballo previo de Charles poñéndolle o seu nome á lei. Ao propio Gay-Lussac atribúeselle a lei que describe a presión, que achou en 1809: a lei de Gay-Lussac indica que a presión dunha cantidade de gas que se mantén a un volume constante é directamente proporcional á temperatura:

\frac{P_{1}}{T_{1}} = \frac{P_{2}}{T_{2}}

Por iso para poder envasar gas, como gas licuado, primeiro debe arrefriarse o volume de gas desexado ata unha temperatura característica de cada gas, co fin de poder sometelo á presión requirida para licualo sen que se sobrequente e estoupe.

Lei de Avogadro

En 1811, Amedeo Avogadro verificou que volumes iguais de gases puros conteñen o mesmo número de partículas. A súa teoría non foi xeralmente aceptada até 1858, cando outro químico italiano, Stanislao Cannizzaro, logrou explicar as excepcións non ideais. A constante física que leva o seu nome, a constante de Avogadro, é o número de átomos por mol de carbono-12 elemental (6,022×10²³ mol⁻¹).

A lei de Avogadro establece que o volume ocupado por un gas ideal é proporcional á cantidade de substancia presente no volume. Dela derívase o volume molar dun gas, que en condicións estándar de temperatura e presión é de 22,4 dm³/mol. A relación exprésase como $\frac{V_{1}}{n_{1}} = \frac{V_{2}}{n_{2}}$ , onde n é a cantidade de substancia do gas (o número de moléculas dividido pola constante de Avogadro).

Lei de Dalton

En 1801, John Dalton publicou a lei das presións parciais a partir do seu traballo coa lei dos gases ideais: a presión dunha mestura de gases non reactivos é igual á suma das presións que cada un dos gases que a compoñen exercería por separado. Matematicamente, para n compoñentes:

P_total = P₁ + P₂ + ... + P_n

Entre as observacións clave que Dalton rexistrou no seu diario ao mesturar "fluídos elásticos" (gases) non reactivos figuran estas:^[16]

Ao contrario ca os líquidos, os gases máis pesados non ían ao fondo ao mesturarse.
A identidade das partículas do gas non tiña ningún papel na presión final (comportábanse coma se o seu tamaño fose desprezable).

Lei xeral dos gases

Combinando as tres primeiras leis anteriores obtense:

\frac{P V}{T} = C

Estas relacións proporcionais entre a temperatura, a presión e o volume deron lugar á lei dos gases ideais, deducida por primeira vez por Émile Clapeyron en 1835.

Lei dos gases ideais

Da lei xeral dos gases obtense a lei dos gases ideais. A súa expresión matemática é:

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

onde P é a presión, V o volume, n o número de moles, R a constante universal dos gases ideais e T a temperatura en kelvins. Tomando o volume dun mol a unha atmosfera de presión e a 273 K, como 22,4 L, obtense o valor de R = 0,082 atm·l·K⁻¹·mol⁻¹. No Sistema Internacional de Unidades, R = 8,31451 J·K⁻¹·mol⁻¹.^[17]

Desta lei dedúcese que un mol (6,022×10²³ átomos ou moléculas) de gas ideal ocupa sempre un volume igual a 22,4 litros a 0 °C e 1 atmosfera. A lei dos gases ideais non fai ningunha suposición sobre a capacidade calorífica do gas; no caso máis xeral, a calor específica é función tanto da temperatura como da presión.^[18]

Comportamento dos gases

Para o comportamento térmico de partículas da materia existen catro cantidades medibles que son de grande interese: presión, volume, temperatura e masa da mostra do material (ou mellor, a cantidade de substancia, medida en moles).

Calquera gas se considera un fluído porque ten as propiedades que lle permiten comportarse como tal. As súas moléculas, en continuo movemento, coliden elasticamente entre elas e contra as paredes do recipiente que o contén, contra as que exercen unha presión permanente. Se o gas se quenta, esta enerxía calorífica convértese en enerxía cinética das moléculas, é dicir, as moléculas móvense con maior velocidade, polo que o número de choques contra as paredes do recipiente aumenta en número e enerxía. Como consecuencia a presión do gas aumenta, e se as paredes do recipiente non son ríxidas, o volume do gas aumenta.

Un gas tende a ser activo quimicamente debido a que a súa superficie molecular é tamén grande, é dicir, ao estaren as súas partículas en continuo movemento chocando unhas coas outras fai máis fácil o contacto entre unha substancia e outra, aumentando a velocidade de reacción en comparación cos líquidos ou os sólidos.

Para entender mellor o comportamento dun gas, sempre se realizan estudos con respecto ao gas ideal, aínda que este en realidade nunca existe e as propiedades deste son:

Unha substancia gasosa pura está constituída por moléculas de igual tamaño e masa. Unha mestura de substancias gasosas está formada por moléculas diferentes en tamaño e masa.
Debido á gran distancia entre unhas moléculas e outras e a que se moven a gran velocidade, as forzas de atracción entre as moléculas considéranse desprezables.
O tamaño das moléculas do gas é moi pequeno, polo que o volume que ocupan as moléculas é desprezable en comparación co volume total do recipiente. A densidade dun gas é moi baixa.
As moléculas dun gas atópanse en constante movemento a gran velocidade, polo que chocan elasticamente de forma continua entre elas e contra as paredes do recipiente que as contén.

Para explicar o comportamento dos gases, as novas teorías empregan tanto a estatística como a teoría cuántica, ademais de experimentar con gases de diferentes propiedades ou propiedades límite, como o UF₆, que é o gas máis pesado coñecido.

Un gas non ten forma nin volume fixo; caracterízase pola case nula cohesión e a grande enerxía cinética das súas moléculas.

Cambios de densidade

O efecto da temperatura e a presión nos sólidos e nos líquidos é moi pequeno, polo que tipicamente a compresibilidade dun líquido ou dun sólido é de 10⁻⁶ bar⁻¹ (1 bar = 0,1 MPa) e o coeficiente de dilatación térmica é de 10⁻⁵ K⁻¹.

Por outra banda, a densidade dos gases resulta fortemente afectada pola presión e a temperatura. A lei dos gases ideais describe matematicamente a relación entre estas tres magnitudes:

ρ = \frac{p M}{R T}

onde R é a constante universal dos gases ideais, p é a presión do gas, M a súa masa molar e T a temperatura absoluta.

Isto significa que un gas ideal a 300 K (27 °C) e 1 atm duplicará a súa densidade se se aumenta a presión a 2 atm mantendo a temperatura constante ou, alternativamente, se se reduce a súa temperatura a 150 K mantendo a presión constante.

Presión dun gas

Na teoría cinética, a presión dun gas explícase como o resultado macroscópico das forzas implicadas nas colisións das moléculas do gas coas paredes do contedor. A presión pode definirse polo tanto facendo referencia ás propiedades microscópicas do gas.

En efecto, para un gas ideal con N moléculas, cada unha de masa m e que se moven cunha velocidade aleatoria media v_rms contido nun volume V, as partículas do gas impactan coas paredes do recipiente dunha maneira que pode calcularse estatisticamente intercambiando momento linear coas paredes en cada choque e efectuando unha forza neta por unidade de área, que é a presión exercida polo gas sobre a superficie sólida.

A presión pode calcularse como:^[19]

P = \frac{N m v_{r m s}^{2}}{3 V}

(gas ideal)

Este resultado é interesante e significativo non só por ofrecer unha forma de calcular a presión dun gas senón tamén porque relaciona unha variable macroscópica observable, a presión, coa enerxía cinética media por molécula, 1/2 mv_rms², que é unha magnitude microscópica non observable directamente. O produto da presión polo volume do recipiente é dous terzos da enerxía cinética total das moléculas de gas contidas.

Visión macroscópica

Ao observar un gas, é típico especificar un marco de referencia ou unha escala de lonxitude. Unha escala de lonxitude maior corresponde a un punto de vista macroscópico ou global do gas. Esta rexión (denominada volume) debe ser abondo grande para conter unha mostra ampla de partículas de gas; a análise estatística resultante produce o comportamento "medio" (é dicir, velocidade, temperatura ou presión) de todas as partículas da rexión. Pola contra, unha escala de lonxitude menor corresponde a un punto de vista microscópico ou de partículas.

Macroscopicamente, as características do gas mídense en termos das propias partículas (velocidade, presión ou temperatura) ou do seu contorno (volume). Hai moitas ferramentas matemáticas dispoñibles para analizar as propiedades dos gases: a medida que os gases se someten a condicións extremas, estas ferramentas fánse máis complexas, dende as ecuacións de Euler para o fluxo non viscoso até as ecuacións de Navier-Stokes,^[20] que contabilizan por completo os efectos viscosos. As relacións ideais obtidas por Boyle foron posibles porque estudaba gases a presións relativamente baixas, nas que se comportan de maneira "ideal"; as matemáticas avanzadas, que inclúen a estatística e o cálculo multivariable, fan posíbel resolver situacións dinámicas tan complexas coma a reentrada de vehículos espaciais, nas que o gas xa non se comporta de xeito ideal.

Temperatura

A velocidade das partículas dun gas é proporcional á súa temperatura absoluta. En mecánica estatística, a temperatura é a medida da enerxía cinética media almacenada nunha molécula (tamén chamada enerxía térmica). Os modos de almacenar esa enerxía están ditados polos graos de liberdade da propia molécula: a enerxía térmica engadida a un gas ou a un líquido produce movemento de translación, rotación e vibración, mentres que un sólido só pode aumentar a súa enerxía interna excitando modos vibracionais adicionais, pois a estrutura da rede cristalina impide os movementos de translación e de rotación. As moléculas quentadas teñen un intervalo de velocidades máis amplo, cunha velocidade media maior; a variancia débese a que as velocidades das partículas individuais varían constantemente polos choques repetidos entre elas. Ese intervalo de velocidades pódese describir pola distribución de Maxwell-Boltzmann, cuxo uso implica gases ideais preto do equilibrio termodinámico do sistema de partículas considerado.

Volume específico e densidade

Ao realizar unha análise termodinámica é típico falar de propiedades intensivas e extensivas. As propiedades que dependen da cantidade de gas (por masa ou por volume) chámanse extensivas, mentres que as que non dependen da cantidade de gas son intensivas. O volume específico é un exemplo de propiedade intensiva, pois é a razón do volume ocupado por unha unidade de masa do gas, idéntica en todo o sistema en equilibrio.^[21]

Como as moléculas do gas poden moverse libremente dentro do recipiente, a súa masa caracterízase normalmente pola densidade, a cantidade de masa por unidade de volume, que é a inversa do volume específico. Nos gases, a densidade pode variar nun amplo intervalo porque as partículas son libres de se achegaren cando as constrinxen a presión ou o volume; a esta variación da densidade chámaselle compresibilidade. Ao igual ca a presión e a temperatura, a densidade é unha variable de estado dun gas, e o seu cambio en calquera proceso está rexido polas leis da termodinámica. Para un gas estático, a densidade é a mesma en todo o recipiente, polo que é unha magnitude escalar.

Visión microscópica

Se se puidese observar un gas cun microscopio dabondo potente, veríase unha colección de partículas sen forma nin volume definidos en movemento máis ou menos aleatorio. Estas partículas só cambian de dirección ao chocaren con outra partícula ou coas paredes do recipiente. Esta visión microscópica do gas é ben descrita pola mecánica estatística e pola teoría cinética dos gases, que asume que estes choques son perfectamente elásticos e non ten en conta as forzas intermoleculares de atracción e repulsión.

Teoría cinética dos gases

A teoría cinética proporciona información sobre as propiedades macroscópicas dos gases ao considerar a súa composición molecular e o seu movemento. Partindo das definicións de momento linear e de enerxía cinética, pódese usar a conservación do momento e as relacións xeométricas dun cubo para relacionar as propiedades macroscópicas do sistema —temperatura e presión— coa propiedade microscópica da enerxía cinética por molécula. A teoría proporciona valores promediados destas dúas propiedades.^[22]

A teoría cinética dos gases pode axudar a explicar como responde o sistema aos cambios de temperatura, co cambio correspondente de enerxía cinética. Por exemplo, imaxine un recipiente selado de tamaño fixo (volume constante), cun número fixo de partículas de gas; partindo do cero absoluto (a temperatura teórica á que os átomos ou as moléculas non teñen enerxía térmica, é dicir, non se moven nin vibran), empezamos a engadir enerxía ao sistema quentando o recipiente, de xeito que a enerxía se transfire ás partículas do interior. Unha vez que a súa enerxía interna supera a enerxía do punto cero, as partículas comezan a moverse polo recipiente. Ao seguir quentando, as partículas individuais aumentan a súa velocidade media, e a maior velocidade media conduce a unha maior frecuencia de choques por unidade de tempo, tanto entre as partículas e o recipiente coma entre as propias partículas.

A cantidade macroscópica medíbel da presión é o resultado directo destes microscópicos choques das partículas coa superficie, sobre a que cada molécula exerce unha pequena forza que contribúe á forza total aplicada nunha área concreta. Do mesmo xeito, a cantidade de temperatura medíbel macroscopicamente é unha cuantificación da cantidade global de movemento, ou enerxía cinética, que exhiben as partículas.

Movemento browniano

O movemento browniano é o modelo matemático empregado para describir o movemento aleatorio de partículas suspensas nun fluído. A animación das partículas do gas, con partículas rosas e verdes, ilustra como este comportamento dá lugar ao espallamento dos gases (entropía).

Dado que observar partículas individuais de gas (átomos ou moléculas) está no límite (ou alén) da tecnoloxía actual, só os cálculos teóricos dan indicacións de como se moven, mais o seu movemento é diferente do movemento browniano, pois este implica un arrastre suave debido á forza de fricción de moitas moléculas de gas, salpiqueado por violentos choques dunha (ou varias) moléculas de gas coa partícula. A partícula, xeralmente formada por millóns ou miles de millóns de átomos, móvese así nun trazado quebrado, aínda que non tan quebrado como o que se esperaría ao examinar unha molécula de gas individual.

Forzas intermoleculares

As forzas entre dúas ou máis moléculas ou átomos, sexan atractivas ou repulsivas, chámanse forzas intermoleculares, e as experimentan as moléculas cando están fisicamente preto unhas doutras. Estas forzas son moi importantes para modelar correctamente os sistemas moleculares e, polo tanto, para predicir con exactitude as propiedades físicas dos gases (e dos líquidos) en amplas variacións das condicións físicas.^[23]

Unha das forzas intermoleculares máis salientables da física son as forzas de Van der Waals, que teñen un papel clave na determinación de case todas as propiedades físicas dos fluídos, coma a viscosidade, o caudal e a dinámica de gases. As atraccións e repulsións intermoleculares entre dúas moléculas de gas dependen da distancia entre elas, e o seu conxunto modélase ben co potencial de Lennard-Jones, un dos potenciais interatómicos máis estudados. Este potencial descompónese en dous compoñentes: unha atracción a longa distancia debida á forza de dispersión de London, e unha repulsión a curta distancia debida á interacción de intercambio electrón-electrón (relacionada co principio de exclusión de Pauli).^[24]^[25]

Cando dúas moléculas están relativamente afastadas experimentan unha forza atractiva débil que as leva a achegarse; se están preto de máis, ao chocaren experimentan unha forza repulsiva moi intensa, moito máis forte ca a atracción. As forzas atractivas son máis fortes cando as moléculas se moven a baixas velocidades, é dicir, cando a temperatura do gas é baixa; en cambio, a temperaturas altas as moléculas móvense demasiado rápido para que a atracción sexa significativa. Ignorar estas forzas dependentes da proximidade permite tratar un gas real coma se fose un gas ideal, o que simplifica moito o cálculo. Tendo en conta estes efectos, os gases reais afástanse do modelo do gas ideal da seguinte maneira:^[26]

A temperaturas e presións baixas, o volume ocupado por un gas real é menor ca o que predí a lei dos gases ideais.
A temperaturas e presións altas, o volume ocupado por un gas real é maior ca o que predí a lei dos gases ideais.

Modelos matemáticos

Unha ecuación de estado (para gases) é un modelo matemático empregado para describir ou predicir, de xeito aproximado, as propiedades de estado dun gas. Na actualidade non existe unha única ecuación de estado que prediga con exactitude as propiedades de todos os gases en todas as condicións, polo que se desenvolveron ecuacións máis precisas para intervalos específicos de temperatura e presión. Os modelos de gas máis empregados son o "gas perfecto", o "gas ideal" e o "gas real"; cada un ten o seu propio conxunto de suposicións para facilitar a análise dun sistema termodinámico dado.^[27]

Gas ideal e gas perfecto

A ecuación de estado dun gas ideal ou perfecto é a lei dos gases ideais: $P V = n R T$ , onde P é a presión, V o volume, n a cantidade de gas (en moles), R a constante universal dos gases e T a temperatura. Tamén se pode escribir como $P = ρ R_{s} T$ , onde R_s é a constante específica do gas en J/(kg·K) e ρ = m/V é a densidade; esta notación é máis práctica para modelar fluxos de gas con aceleración sen reaccións químicas.

Un gas ideal é un "gas real" simplificado coa suposición de que o factor de compresibilidade Z é 1, é dicir, que esa razón neumática permanece constante e as catro variables de estado cumpren a lei dos gases ideais. Esta aproximación é axeitada para moitas aplicacións de enxeñaría, como o interior da cámara de combustión dun motor a reacción.^[28]

Gas real

Á medida que a densidade dun gas aumenta coa presión, as forzas intermoleculares xogan un papel máis importante e a lei dos gases ideais deixa de dar resultados razoables. Nos límites superiores dos intervalos de temperatura dos motores (por exemplo, nas seccións do combustor, a 1300 K), as partículas complexas do combustible absorben enerxía interna mediante rotacións e vibracións que fan variar as súas calores específicas; a máis do dobre desa temperatura comezan a excitación electrónica e a disociación das partículas do gas, o que fai aumentar o número de partículas (transición de gas a plasma).^[29]

Os efectos de gas real inclúen os axustes feitos para abarcar un intervalo maior de comportamento do gas:

Efectos de compresibilidade (Z pode variar de 1,0)
Capacidade calorífica variable (as calores específicas varían coa temperatura)
Forzas de Van der Waals (relacionadas coa compresibilidade; poden substituírse por outras ecuacións de estado)
Efectos termodinámicos de non equilibrio
Problemas de disociación molecular e de reaccións elementais con composición variable

Para a maioría das aplicacións, unha análise tan detallada é excesiva. Exemplos onde os efectos de gas real teñen un impacto significativo son a reentrada do transbordador espacial, con temperaturas e presións extremadamente altas, ou os gases producidos durante eventos xeolóxicos coma unha erupción volcánica.

Gas permanente

Gas permanente é o termo empregado para un gas que ten unha temperatura crítica por debaixo do intervalo das temperaturas habituais para o ser humano e que, polo tanto, non se pode licuar por presión dentro dese intervalo. Historicamente pénsase que estes gases eran imposibles de licuar e que permanecerían sempre en estado gasoso. O termo é relevante para o almacenamento e o transporte de gases a alta presión a temperatura ambiente.^[30]

Temas especiais

Compresibilidade

En termodinámica emprégase o factor Z para alterar a ecuación do gas ideal e ter en conta os efectos de compresibilidade dos gases reais. Este factor, igual á razón Z = PV/nRT, representa a relación entre os volumes específicos real e ideal; para un gas ideal, Z = 1. Adóitase chamar "factor de corrección", pois amplía o intervalo útil da lei dos gases ideais con fins de deseño. Normalmente este valor de Z está moi preto da unidade.^[31]

Capa límite

As partículas "péganse" á superficie dun obxecto que se move a través delas. Esta capa de partículas chámase capa límite. Na superficie do obxecto é esencialmente estática debido á fricción; o obxecto, coa súa capa límite, é efectivamente a nova forma que o resto das moléculas "ven" ao aproximarse o obxecto. Esta capa límite pode separarse da superficie, creando na práctica unha superficie nova e cambiando por completo a traxectoria do fluxo. O exemplo clásico é o dun perfil alar que entra en perda.^[32]

Turbulencia

Na dinámica de fluídos, a turbulencia ou fluxo turbulento é un réxime de fluxo caracterizado por cambios caóticos e estocásticos nas propiedades. Isto inclúe difusión de momento baixa, convección de momento alta e variación rápida da presión e da velocidade no espazo e no tempo.^[33]

Viscosidade

A viscosidade, unha propiedade física, é unha medida do ben que se adheren as moléculas adxacentes entre si. Un sólido pode soportar unha forza de cisalla debido á forza destas forzas intermoleculares; un fluído deformarase continuamente cando se somete a unha carga semellante. Aínda que un gas ten un valor de viscosidade menor ca un líquido, segue a ser unha propiedade observábel: se os gases non tivesen viscosidade, non se adherirían á superficie dunha á e non formarían unha capa límite.^[34]

Número de Reynolds

En mecánica de fluídos, o número de Reynolds é a razón entre as forzas de inercia, que dominan un fluxo turbulento, e as forzas viscosas, proporcionais á viscosidade. É un dos números adimensionais máis importantes da dinámica de fluídos e emprégase, xeralmente xunto con outros números adimensionais, para dar un criterio de semellanza dinámica; así, o número de Reynolds vincula os resultados do modelo (deseño) coas condicións reais a escala completa, e tamén serve para caracterizar o fluxo.^[35]

Principio da máxima entropía

Á medida que o número total de graos de liberdade tende ao infinito, o sistema atoparase no macroestado que corresponde á maior multiplicidade. Para ilustrar este principio, obsérvese a temperatura da superficie dunha barra de metal conxelada: cada observación da distribución de temperaturas representa un "microestado", e a serie de observacións ao longo do tempo ilustra a historia térmica da superficie da barra. A caracterización desta serie histórica de microestados é posíbel escollendo o macroestado que os clasifica a todos con éxito nunha única agrupación.

Equilibrio termodinámico

Cando cesa a transferencia de enerxía dun sistema, dise que este alcanzou o equilibrio termodinámico.^[36] Usualmente, esta condición implica que o sistema e o contorno están á mesma temperatura, de xeito que a calor xa non se transfire entre eles; implica tamén que as forzas externas están equilibradas (o volume non cambia) e que todas as reaccións químicas dentro do sistema están completas.^[37] O tempo necesario varía segundo o sistema: un recipiente con xeo que se deixa derreter a temperatura ambiente tarda horas, mentres que nos semicondutores a transferencia de calor na transición do estado aceso ao apagado pode ser da orde de nanosegundos.

Transicións de fase da materia
Dende / cara a	Sólido	Líquido	Gas	Plasma
Sólido	—	Fusión	Sublimación	Ablación
Líquido	Conxelación	—	Vaporización	—
Gas	Deposición	Condensación	—	Ionización
Plasma	—	—	Recombinación	—

Notas

↑ Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para gas.
↑ Física: principios con aplicaciones. Pearson Educación, 2006. ISBN 978-970-26-0695-6 (en castelán)
↑ Gallego Picó, Alejandrina; Garcinuño Martínez, Rosa María; Morcillo Ortega, Mª José; Vázquez Segura, Ángel Miguel (2013). Química básica. Editorial UNED. ISBN 978-84-362-6784-6 (en castelán)
↑ Ley, Willy (xuño de 1966). "The Re-Designed Solar System". For Your Information. Galaxy Science Fiction, pp. 94–106 (en inglés)
↑ Harper, Douglas. "gas". Online Etymology Dictionary (en inglés)
↑ Van Helmont, Jan Baptist (1652). Ortus medicinae, id est initia physicae inaudita. apud L. Elzevirium, pp. 58–59 (en latín)
↑ Draper, John William (1861). A textbook on chemistry. Nova York: Harper and Sons, p. 178 (en inglés)
↑ "gas, n.1 and adj.". OED Online. Oxford University Press, xuño de 2021 (en inglés)
↑ Barzun, Jacques (2000). From Dawn to Decadence: 500 Years of Western Cultural Life. Nova York: HarperCollins, p. 199 (en inglés)
↑ Hutchinson, John S. (2008). Concept Development Studies in Chemistry, p. 67 (en inglés)
↑ Fischer, Johann; Wendland, Martin (outubro de 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria 573: 113876 (en inglés)
↑ Gallego Picó, Alejandrina; Garcinuño Martínez, Rosa María; Morcillo Ortega, Mª José; Vázquez Segura, Ángel Miguel (2013). Química básica. Editorial UNED. ISBN 978-84-362-6784-6 (en castelán)
↑ McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 52–55 (en inglés)
↑ Burbano de Ercilla, Santiago; Gracia Muñoz, Carlos (2003). Física general. Editorial Tebar. ISBN 978-84-9544-782-1 (en castelán)
↑ McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 55–60 (en inglés)
↑ Millington, John P. (1906). John Dalton, pp. 72, 77–78 (en inglés)
↑ Burbano de Ercilla, Santiago; Gracia Muñoz, Carlos (2003). Física general. Editorial Tebar. ISBN 978-84-9544-782-1 (en castelán)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, p. 205. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ Maxwell, J. Clerk (1904). Theory of Heat. Mineola: Dover Publications, pp. 319–20. ISBN 978-0-486-41735-6 (en inglés)
↑ Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, p. 501. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)
↑ Wark, Kenneth (1977). Thermodynamics (3ª ed.). McGraw-Hill, p. 12. ISBN 978-0-07-068280-1 (en inglés)
↑ McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 60–61 (en inglés)
↑ Israelachvili, Jacob N. (2011). Intermolecular and Surface Forces (3ª ed.). Elsevier. ISBN 978-0-12-391927-4 (en inglés)
↑ Lenhard, Johannes; Stephan, Simon; Hasse, Hans (xuño de 2024). "On the History of the Lennard-Jones Potential". Annalen der Physik 536 (6): 2400115 (en inglés)
↑ Jones, J. E. (outubro de 1924). "On the determination of molecular fields. —II. From the equation of state of a gas". Proceedings of the Royal Society of London. Series A 106 (738): 463–477 (en inglés)
↑ Fischer, Johann; Wendland, Martin (outubro de 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria 573: 113876 (en inglés)
↑ Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, pp. 289–291. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, p. 205. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, pp. 247–56. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ "Permanent gas". Oxford Reference. Oxford University Press (en inglés)
↑ Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, pp. 289–291. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)
↑ Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, p. 501. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
↑ "Thermodynamic equilibrium". Merriam-Webster (en inglés)
↑ Balmer, Robert T. (2011). "Thermodynamic Concepts". Modern Engineering Thermodynamics: 33–56. ISBN 978-0-12-374996-3 (en inglés)

Véxase tamén

Outros artigos

Bibliografía

Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill Higher Education. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)
John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)
McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry (en inglés)

[1] Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para gas.

[2] Física: principios con aplicaciones. Pearson Educación, 2006. ISBN 978-970-26-0695-6 (en castelán)

[3] Gallego Picó, Alejandrina; Garcinuño Martínez, Rosa María; Morcillo Ortega, Mª José; Vázquez Segura, Ángel Miguel (2013). Química básica. Editorial UNED. ISBN 978-84-362-6784-6 (en castelán)

[4] Ley, Willy (xuño de 1966). "The Re-Designed Solar System". For Your Information. Galaxy Science Fiction, pp. 94–106 (en inglés)

[5] Harper, Douglas. "gas". Online Etymology Dictionary (en inglés)

[6] Van Helmont, Jan Baptist (1652). Ortus medicinae, id est initia physicae inaudita. apud L. Elzevirium, pp. 58–59 (en latín)

[7] Draper, John William (1861). A textbook on chemistry. Nova York: Harper and Sons, p. 178 (en inglés)

[8] "gas, n.1 and adj.". OED Online. Oxford University Press, xuño de 2021 (en inglés)

[9] Barzun, Jacques (2000). From Dawn to Decadence: 500 Years of Western Cultural Life. Nova York: HarperCollins, p. 199 (en inglés)

[10] Hutchinson, John S. (2008). Concept Development Studies in Chemistry, p. 67 (en inglés)

[11] Fischer, Johann; Wendland, Martin (outubro de 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria 573: 113876 (en inglés)

[12] Gallego Picó, Alejandrina; Garcinuño Martínez, Rosa María; Morcillo Ortega, Mª José; Vázquez Segura, Ángel Miguel (2013). Química básica. Editorial UNED. ISBN 978-84-362-6784-6 (en castelán)

[13] McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 52–55 (en inglés)

[14] Burbano de Ercilla, Santiago; Gracia Muñoz, Carlos (2003). Física general. Editorial Tebar. ISBN 978-84-9544-782-1 (en castelán)

[15] McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 55–60 (en inglés)

[16] Millington, John P. (1906). John Dalton, pp. 72, 77–78 (en inglés)

[17] Burbano de Ercilla, Santiago; Gracia Muñoz, Carlos (2003). Física general. Editorial Tebar. ISBN 978-84-9544-782-1 (en castelán)

[18] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, p. 205. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[19] Maxwell, J. Clerk (1904). Theory of Heat. Mineola: Dover Publications, pp. 319–20. ISBN 978-0-486-41735-6 (en inglés)

[20] Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, p. 501. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)

[21] Wark, Kenneth (1977). Thermodynamics (3ª ed.). McGraw-Hill, p. 12. ISBN 978-0-07-068280-1 (en inglés)

[22] McPherson, William; Henderson, William (1917). An Elementary Study of Chemistry, pp. 60–61 (en inglés)

[23] Israelachvili, Jacob N. (2011). Intermolecular and Surface Forces (3ª ed.). Elsevier. ISBN 978-0-12-391927-4 (en inglés)

[24] Lenhard, Johannes; Stephan, Simon; Hasse, Hans (xuño de 2024). "On the History of the Lennard-Jones Potential". Annalen der Physik 536 (6): 2400115 (en inglés)

[25] Jones, J. E. (outubro de 1924). "On the determination of molecular fields. —II. From the equation of state of a gas". Proceedings of the Royal Society of London. Series A 106 (738): 463–477 (en inglés)

[26] Fischer, Johann; Wendland, Martin (outubro de 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria 573: 113876 (en inglés)

[27] Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, pp. 289–291. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)

[28] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, p. 205. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[29] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon, pp. 247–56. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[30] "Permanent gas". Oxford Reference. Oxford University Press (en inglés)

[31] Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, pp. 289–291. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)

[32] Anderson, John D. (1984). Fundamentals of Aerodynamics. McGraw-Hill, p. 501. ISBN 978-0-07-001656-9 (en inglés)

[33] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[34] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[35] John, James (1984). Gas Dynamics. Allyn and Bacon. ISBN 978-0-205-08014-4 (en inglés)

[36] "Thermodynamic equilibrium". Merriam-Webster (en inglés)

[37] Balmer, Robert T. (2011). "Thermodynamic Concepts". Modern Engineering Thermodynamics: 33–56. ISBN 978-0-12-374996-3 (en inglés)

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

[18]

[19]

[20]

[21]

[22]

[23]

[24]

[25]

[26]

[27]

[28]

[29]

[30]

[31]

[32]

[33]

[34]

[35]

[36]

[37]

v c e Estados da materia
Estados	Sólido Líquido Gas Plasma
Baixa temperatura	Condensado de Bose-Einstein Condensado fermiónico Materia dexenerada Materia estraña Superfluído Supersólido
Outros estados	Sólido amorfo Cristal Xel Vapor Neutronium Plasma quark-gluon Coloide Cristal líquido