# data[].attributes.body
Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven sus moléculas.

Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.

Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

# data[].attributes.body
Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos[1] ) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta concentración de energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a la que se mueven sus moléculas.Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

# data[].attributes.headline
DIFERENCIAS DE ESTADOS LIQUIDOS, GASEOSOS Y SOLIDOS

# data[].attributes.subject
DIFERENCIAS DE ESTADOS LIQUIDOS, GASEOSOS Y SOLIDOS

# data[].attributes.body
Estas son algunas diferencias entre los estados líquidos gaseosos y sólidos Diferencias: 1.-No son el mismo estado de agregación (obvio). 2.-Su temperatura varía (según el punto de fusión de cuando era sólido o el punto de ebullición de cuando era líquido). 3.-Los líquidos tienen un volúmen definido... los gases no. 4.-La energía cinética de las moléculas de los líquidos son menores que las de los gases. 5.-El líquido ejerce menos presión que los gases (en un envase cerrado, por ejemplo, un refresco).

# data[].attributes.body
LEY DE AVOGADRO Relación entre la cantidad de gas y su volumenEsta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.

LEY DE BOYLE Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte. La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

LEY DE CHARLES Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

LEY DE GAY-LUSSAC Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

# data[].attributes.body
Ejercicio 1: calcular el volumen de 6,4 moles de un gas a 210ºC sometido a 3 atmósferas de presión. Solución:Estamos relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuación P · V = n · R · T Pasamos la temperatura a Kelvin: 210ºC = (210 + 273) ºK = 483ºKV = n · R · T / P = 6,4 moles · 0,0821 · 483ºK / 3 atm. = 84,56 litros

Ejercicio 2: calcular el número de moles de un gas que tiene un volumen de 350 ml a 2,3 atmósferas de presión y 100ºC. Solución:Estamos relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuación P · V = n · R · T Pasamos la temperatura a Kelvin: 100ºC = (100+ 273) ºK = 373ºKn = (P · V) / (R · T) = (2,3 atm. · 0,35 l.) / (0,0821 · 373ºK) = 0,0263 molesLeyes de los Gases:  Ley de Avogadro:  V1 / n1 = V2 / n2Ley de  Boyle:  P1 · V1 = P2 · V2Ley de Gay - Lussac:  P1 / T1 = P2 / T2Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2Ley de los Gases Ideales: P · V = n · R · TLey  General de los Gases: P1·V1 / T1 = P2·V2 / T2Ley de  Graham: v1 / v2 = (M2 / M1)-1/2Ley de  Dalton: PTotal = p1+p2+...+pnLey de  Henry: p = kH · c