Resumen de Enlace Químico y Estructuras de Lewis

## Introducción Los **gases** son uno de los cuatro estados de la materia (sólido, líquido, gas y plasma). En la vida cotidiana los encontramos en el aire que respiramos, en envases de aerosoles y en procesos industriales. Este material presenta las propiedades principales de los gases, cómo se describen matemáticamente y ejemplos prácticos adecuados para estudiantes de bachillerato. > **Definición:** Un gas es una forma de materia en la que las partículas se mueven libremente, ocupan todo el volumen disponible y no tienen forma fija. ## Propiedades generales de los gases ### Características macroscópicas - **Volumen y forma:** un gas adopta el volumen y la forma del recipiente que lo contiene. - **Compresibilidad:** los gases son fácilmente comprimibles porque hay mucho espacio vacío entre las partículas. - **Densidad:** suele ser baja comparada con líquidos y sólidos; varía con la presión y la temperatura. - **Expansibilidad:** se expanden para llenar cualquier volumen disponible. ### Propiedades microscópicas - Las partículas (átomos o moléculas) se mueven con velocidades que dependen de la temperatura. - Las colisiones entre partículas y con las paredes son elásticas en el modelo ideal. > **Definición:** Un gas ideal es un modelo teórico en el que las moléculas no interactúan entre sí salvo por colisiones elásticas y ocupan un volumen despreciable. ## Leyes fundamentales de los gases (conceptos y fórmulas) ### Ley de Boyle (presión-volumen) A temperatura constante, la presión $P$ de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen $V$. $$P V = \text{constante}$$ Ejemplo práctico: si duplicas el volumen de un pistón manteniendo la temperatura, la presión se reduce a la mitad. ### Ley de Charles (volumen-temperatura) A presión constante, el volumen $V$ es directamente proporcional a la temperatura absoluta $T$ (en kelvin). $$\frac{V}{T} = \text{constante}$$ Ejemplo: un globo que se calienta aumenta su volumen. ### Ley de Gay-Lussac (presión-temperatura) A volumen constante, la presión $P$ es directamente proporcional a la temperatura absoluta $T$. $$\frac{P}{T} = \text{constante}$$ ### Ecuación de estado del gas ideal Combina las leyes anteriores para una descripción más general: $$P V = n R T$$ donde $n$ es el número de moles y $R$ la constante universal de los gases. > **Definición:** $R$ es la constante de los gases ideales, con valor $R = 8.314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$. ### Relación con la energía cinética La temperatura está relacionada con la energía cinética media de las partículas. Para un gas monoatómico ideal: $$\frac{3}{2} k_B T = \langle E_{cin} \rangle$$ donde $k_B$ es la constante de Boltzmann. ## Mezclas de gases y leyes parciales - **Ley de Dalton de las presiones parciales:** la presión total de una mezcla de gases ideales es la suma de las presiones que cada gas ejercería por separado. $$P_{total} = \sum_i P_i$$ - En una mezcla, la fracción molar $x_i$ de una especie relaciona su presión parcial: $P_i = x_i P_{total}$. > **Definición:** La presión parcial de un gas es la presión que ejercería si ocupara por sí solo el volumen total de la mezcla a la misma temperatura. ## Desviaciones del comportamiento ideal - A altas presiones y bajas temperaturas, las interacciones entre moléculas no son despreciables. - Para describir esos casos se usan ecuaciones reales como la ecuación de Van der Waals: $$\left(P + a \frac{n^2}{V^2}\right)\left(V - n b\right) = n R T$$ - $a$ corrige las fuerzas intermoleculares - $b$ corrige el volumen ocupado por las moléculas Tabla comparativa: gas ideal vs gas real | Característica | Gas ideal | Gas real | |---|---:|---:| | Interacciones moleculares | Ninguna | Presentes (+/-) | | Volumen molecular | Despreciable | Finito | | Ecuación típica | $P V = n R T$ | Van der Waals u otras | | Condiciones válidas | Baja presión, alta T | Altas presiones, bajas T | ## Procesos termodinámicos con gases 1. **Isotérmico:** temperatura constante ($T$ cons