Estado gaseoso

Los gases son el estado más sencillo de describir con matemáticas: unas pocas variables, presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia, determinan su comportamiento. Aquí el examen pide plantear la ley adecuada y cuidar las unidades más que memorizar teoría.

Qué debes dominar

• Teoría cinético-molecular: partículas en movimiento continuo y colisiones elásticas, con volumen propio despreciable; la temperatura mide la energía cinética media.
• Ley de Boyle: a temperatura constante, P y V son inversamente proporcionales. Un gas de 2 L a 1 atm pasa a 0.5 L si la presión sube a 4 atm.
• Ley de Charles: a presión constante, V es proporcional a T absoluta; al pasar de 300 K a 600 K el volumen se duplica.
• Ley de Gay-Lussac: a volumen constante, P es proporcional a T.
• Ley combinada y ecuación del gas ideal: PV = nRT, con R = 0.082 atm·L/(mol·K).
• Volumen molar: 1 mol de gas ideal a 0 °C y 1 atm ocupa 22.4 L.
• Avogadro, Dalton y gases reales: volúmenes iguales de gases a igual P y T contienen igual número de moléculas; la presión total es la suma de presiones parciales.

Cómo practicarlo

Aparece un cambio de condiciones y se pide el volumen o la presión final, una gráfica de P contra V para identificar la ley, o el cálculo de moles con PV = nRT. A veces se describe un fenómeno cotidiano, como un globo que se encoge al enfriarse, para reconocer la ley.

Errores comunes

• Usar grados Celsius en lugar de kelvin: 0 °C es 273 K, no cero.
• Mezclar unidades de presión (atm, mmHg, kPa) con la R equivocada.
• Invertir la relación de Boyle y multiplicar donde se debe dividir.
• Olvidar que el volumen molar de 22.4 L solo vale en condiciones normales.