Los gases representan uno de los estados fundamentales de la materia, caracterizados por propiedades distintivas que los diferencian de líquidos y sólidos. Las moléculas de gas se encuentran en constante movimiento aleatorio, expandiéndose para ocupar completamente cualquier contenedor. Son altamente compresibles y se difunden rápidamente. Para describir su comportamiento, utilizamos cuatro variables de estado principales: presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia.
La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases mediante cinco postulados fundamentales. Primero, las partículas de gas tienen un tamaño despreciable comparado con las distancias que las separan. Segundo, se mueven en línea recta con velocidades completamente aleatorias. Tercero, todas las colisiones entre partículas y con las paredes del contenedor son perfectamente elásticas, conservando la energía cinética total. Cuarto, no existen fuerzas de atracción o repulsión entre las partículas, excepto durante las colisiones. Finalmente, la energía cinética promedio de las partículas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
La ley de Boyle-Mariotte establece que a temperatura constante, la presión de un gas es inversamente proporcional a su volumen. Esto significa que cuando el volumen disminuye, la presión aumenta proporcionalmente. La ecuación matemática es P₁V₁ igual a P₂V₂. Por ejemplo, si tenemos un gas a 2 atmósferas ocupando 4 litros, y comprimimos el gas hasta que ocupe solo 2 litros, la presión aumentará a 4 atmósferas. Esta relación se puede visualizar mediante un pistón que comprime el gas, aumentando la frecuencia de colisiones moleculares contra las paredes.
Las leyes de Charles y Gay-Lussac describen cómo la temperatura afecta el volumen y la presión de los gases. La ley de Charles establece que a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta. La ley de Gay-Lussac indica que a volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura. Por ejemplo, si duplicamos la temperatura de 300 a 600 Kelvin a presión constante, el volumen se duplica de 2 a 4 litros. Si aumentamos la temperatura de 300 a 450 Kelvin a volumen constante, la presión aumenta de 1 a 1.5 atmósferas. Estas relaciones explican fenómenos como la expansión de globos aerostáticos al calentarse.
La ley de los gases ideales unifica todas las leyes anteriores en una sola ecuación: PV igual a nRT. Esta ecuación relaciona presión, volumen, cantidad de sustancia en moles, la constante universal de los gases R, y temperatura absoluta. La constante R tiene un valor de 0.082 litros-atmósfera por mol-Kelvin. La ecuación también puede expresarse como PV igual a NkT usando el número de moléculas, o relacionarse con la densidad. Por ejemplo, con 2 moles de gas a 300 Kelvin y 1 atmósfera, el volumen será 49.2 litros. Las isotermas en el gráfico muestran cómo P y V se relacionan a temperatura constante, formando hipérbolas características.