Los gases son uno de los tres estados de la materia, con unas propiedades que dependen mucho de la temperatura y la presión a la que se encuentres. En la vida real, por supuesto, la temperatura y la presión cambian con frecuencia por lo que las características de los gases también lo hacen. La investigación durante los últimos tres siglos ha permitido a los químicos formular una serie de leyes en relación con los gases y su respuesta a estos cambios.
El estudio de los tres estados de la materia se suele comenzar con los gases ya que este estado es el más sencillo de estudiar, conociéndose en la actualidad mucho mejor que los otros dos estados: sólido y líquido a pesar de ser éstos mucho más visibles.
Lo primero que necesitamos saber acerca de los gases es que comparten cinco características generales:
1. Expansión. Los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el espacio en el que se encuentran.
2. Forma o volumen indefinido. Una determinada muestra de gas no tiene forma ni volumen definidos, ya que siempre se adapta a los del recipiente que los contiene.
3. Compresibilidad. Los gases se pueden comprimir en gran medida. Por ejemplo, a presión en tanques se puede comprimir un volumen muy grande de gas oxígeno.
4. Baja densidad. Las densidades de los gases son inferiores a las densidades de los sólidos o de los líquidos. Por tanto, en el sistema métrico, las densidades de los gases se miden en g/l en lugar de g/ml, como se hace con los sólidos y los líquidos.
5. Miscibilidad. Normalmente dos o más gases no reactivos se mezclan por completo de una manera uniforme cuando se ponen en contacto entre sí. Veamos dos ejemplos. (a) Cuando un cuarto se llena de aire, somos capaces de respirar en cualquiera de sus áreas en todo momento, debido a que los gases que están en el aire se mezclan. Si esto no sucediera, habría suficiente oxígeno sólo en ciertas partes del cuarto. (b) Las compañías de gas aprovechan esta propiedad para facilitar la detección de fugas en las tuberías de gas natural. El gas natural es una mezcla inodora de gases (principalmente metano, CH4). Las compañías de gas suelen adicionar trazas de un gas muy mal oliente (C2H2S) al gas natural. El C2H2S se difunde con rapidez en el aire del ambiente y se puede detectar cuando existe una fuga en la tubería.
Estas características solamente las cumplen perfectamente los gases ideales, mientras que aquellos gases que no las cumplen son los gases reales, que son todos los que existen en la naturaleza.
Por ello, en resumen un gas ideal será aquel que reúna las siguientes características:
- El volumen de sus moléculas es despreciable comparado con el volumen que ocupe el gas
- No existen fuerzas de atracción o de repulsión entre las moléculas individuales.
- Los choques entre las moléculas del gas son perfectamente elásticas.
Dado que en el estado gaseoso las moléculas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores que el diámetro real de las moléculas podremos despreciar el volumen de las moléculas frente al volumen total, por lo que resultará que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión a la que se encuentre sometido (P), la temperatura (T) y la cantidad de moles de gas (n),
Es importante destacar que para aplicar las leyes generales de los gases la temperatura debe expresarse en GRADOS KELWIN (Temperatura absoluta), y no en grados centígrados o Celsius.
La TEMPERATURA es una medida del "nivel térmico" del cuerpo.
Si tenemos dos cuerpos cada uno de ellos tendrá una cierta cantidad de energía térmica, al igual que si tenemos dos depósitos de agua, cada uno de ellos contendrá una cantidad de agua que depende de la forma del recipiente y de la altura hasta la que esté lleno (nivel). Pues bien, de forma análoga, la cantidad de energía térmica de cada cuerpo depende de la naturaleza del mismo (aspecto que podemos comparar con la forma del recipiente de agua anterior) y del "nivel de calor o nivel térmico", que es la temperatura y que es comparable al nivel del agua del recipiente con el que lo hemos comparado.
Para medir la temperatura existen varias escalas termométricas o escalas de temperatura, de las que solamente vamos a ver dos: Escala centígrada y Escala Kelvin o absoluta.
En ambas se toma como referencia las temperaturas de fusión y ebullición del agua, dividiendo dicho intervalo de temperaturas en CIEN PARTES, lo cual quiere decir que el "grado centígrado" y el "grado kelvin" son "iguales", por lo que la diferencia entre estas dos escalas de temperatura está en la temperatura a la cual fijan el CERO:
La escala KELVIN o ABSOLUTA sitúa el 0 en el CERO ABSOLUTO de temperatura, que corresponde a la temperatura más baja a la que se puede llegar, y que corresponde a -273ºC.
La escala CENTÍGRADA sitúa el 0 en la temperatura de fusión del agua.
Por tanto, la relación que hay entre estas temperaturas viene dada por la diferencia entre los "0" de ambas escalas: º K = ºC + 273 Así, si tenemos una temperatura expresada en grados centígrados, debemos sumarle 273 para expresar dicha temperatura en la escala Kelvin, o restárselos si queremos pasar de la escala Kelvin a la centígrada..
Así, por ejemplo: 542ºC => ºK = 542 + 273 = 815ºK
193ºK => 193ºK = ºC + 273 ; ºC = 193 - 273 = 80ºC
La PRESIÓN es la fuerza que se realiza sobre la unidad de superficie, por lo que las unidades de presión serán
siempre : 
, aunque normalmente se deben emplear las unidades del sistema
internacional, en el caso de las leyes de los gases se utiliza la ATMÓSFERA, que es el peso una columna de aire de
1 cm2 de sección, y que equivale al peso una columna de mercurio de 1cm2 de sección y 760 mm de altura, por lo
que en ocasiones se emplea también como unidad de presión el cm de
Hg,
Recordemos que se llaman condiciones normales de un gas (C.N.) a 0º'C (273º K) de temperatura y una presión atmosférica de 760 mm Hg (1 atm).
La temperatura de los gases suele medirse en grados centígrados (ºC), pero cuando se usan las leyes de los gases la temperatura centígrada se debe convertir a la escala absoluta o temperatura Kelvin, de acuerdo con la siguiente relación: ºK = 273 + ºC
El volumen de un gas coincide con el volumen del recipiente que lo contiene, ya que lo llena completamente, Como hemos indicado ya al anumerar las características de los gases.
Se llama gas ideal al gas que se comporta de acuerdo con las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, las cuales relacionan idealmente el volumen de un gas con la presión y la temperatura. Como veremos en un gas ideal, el producto P V dividido por n T es una constante que se llama constante universal de los gases (R).
Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas, responden a unas leyes muy sencillas, de las cuales las principales son
1- LEY O HIPÓTESIS DE AVOGADRO : Relación entre el volumen ocupado por una masa de gas y el número de moléculas del mismo.
Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de Presión y Temperatura contienen el mismo número de moléculas, o, dicho de otra forma, un mismo número de moléculas de cualquier gas ocupa siempre el mismo volumen, si las condiciones de presión y temperatura son idénticas.
2- LEY DE BOYLE : Relación entre la presión y el volumen ocupado por una masa de gas
El volumen que ocupa un gas ideal cuando la temperatura y el número de moles se mantienen constantes, es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre ese gas
Matemáticamente se expresa así: P V = K siendo T y n constantes, o bien así: Pi .Vi = P f . Vf siendo Pi ,Vi las condiciones iniciales y P f . Vf las condiciones finales.
3- LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC: Relación entre la temperatura y el volumen ocupado por una masa de gas
A presión constante, el volumen de una cantidad determinada de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta
Es decir, V= KT, o bien 
, siendo P constante, o también: 
donde los subíndices i y f se refieren a las condiciones inicial y final del volumen y de la temperatura.
Es importante destacar que esta ley se cumple sólo con la temperatura absoluta, y no con la temperatura Celsius o centígrada.
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES
Esta ley se obtiene combinando las de Charles-Gay Lussac y Boyle, y se expresa así:
o bien 
HIPÓTESIS DE AVOGADRO Y VOLUMEN MOLAR NORMAL
De acuerdo con el enunciado de la hipótesis de Avogadro, resulta que volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.
Se ha encontrado experimentalmente que, en condiciones normales (OºC y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros. Este valor, 22,4 litros por mol, se denomina volumen molar normal de un gas ideal . Así pues, y tomando como ejemplo el oxígeno, podemos escribir esta cadena de equivalencias:
1 mol de O2 ==> 32 gramos de O2 ==> 22,4 litros en C.N.==> 6,023 .10 23 moléculas de O2
ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES: ECUACIÓN DE CLAPEIRON
Hemos visto que la presión ejercida por un gas es proporcional a la temperatura absoluta e inversamente proporcional al volumen.
Pero si en la ecuación general de los gases ideales una de las condiciones las referimos a condiciones normales: T = 0ºC ; P = 1 atm y el volumen será: V = n.22,4 litros, siendo n el número de moles, tendremos:
de donde, al simplificar: 
expresión en la cual lo incluido en el paréntesis recibe el nombre de
constante universal de los gases: 
y como
además el número de moles "n", se calcula dividiendo la masa total entre el peso molecular del gas :
la ecuación anterior puede escribirse como:
P.V = n.R.T o bien
Para una mezcla de gases que no reaccionen químicamente entre sí, Dalton estableció lo siguiente: La presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes.
Esta la presión total de una mezcla de gases puede calcularse también aplicando la ecuación de Clapeyron al número total de moles de gas, ya que:
Ptotal = n 1.R.T + n 2.R.T + n 3.R.T + ... = (n 1 + n 2 + n 3 +...).R.T es decir Ptotal = n total . R . T
Es decir: P i = X i .P t
donde Xi es la fracción molar del componente i, la cual como ya sabemos se obtiene dividiendo el número de
moles de ese componente entre el número total de moles presentes en la mezcla: 
Los gases pueden clasificarse en dos tipos:
GASES IDEALES, que son aquellos que cumplen exactamente las leyes generales de los gases ideales. En la naturaleza no hay ningún gas ideal, aunque el comportamiento de la mayor parte de los gases simples a presiones bajas se asemeje mucho al de los gases ideales.
GASES REALES, que son todos los demás. Todos los gases que existen en la naturaleza son gases reales.
ECUACIÓN DE VAN DER WAALS PARA LOS GASES REALES : Es la más conocida de las ecuaciones de los
gases reales ya que su forma se adapta a la de la ecuación de Clapeiron de los gases ideales.:
donde las constantes a y b son características de cada gas.
- a recibe el nombre de "presión interna" y trata de corregir el efecto que ejerce la atracción entre las propias moléculas del gas sobre la presión.
- b recibe el nombre de "covolumen" y trata de corregir el efecto que ejerce el volumen de las moléculas del gas sobre el volumen total del recipiente.
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