gases

Seguro que hay quien piense que los malos humos que sueltan en la otra punta del mundo no nos afectan, y acierta, pero solo en parte.

Australia contribuye a la emisión global de gases contaminantes un 1,5%, poquísimo si lo comparamos con EEUU, Rusia o la Unión Europea, aun así aprobó una nueva ley que es un pequeño paso para la humanidad, pero un paso gigante para el país.

El resultado es de 74 votos a favor y 72 en contra. Por lo tanto es afirmativo, el proyecto de ley ha sido aprobado

Comunicaba Harry Jenkins, portavoz del Congreso australiano.

A partir de Julio del año que viene las empresas tendrán que pagar 23 $ australianos (unos 17 €) por cada tonelada de carbón que quemen. Teniendo en cuenta que el 80% de la energía que emplean procede del mineral fósil, el cambio será notable.

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La capa de ozono en el Polo Norte sufre un nivel de destrucción sin precedentes a causa de excepcionales condiciones meteorológicas, según informa el organismo francés Centro Nacional de Investigaciones Científicas (CNRS).

A finales del pasado mes de Marzo, la disminución de la capa que protege a la Tierra de los rayos ultravioleta fue del 40% y se registró en una amplia zona, un fenómeno nunca antes observado.

El motivo de esta pérdida récord parece ser que ha sido debido a un frío y duradero invierno que ha conducido a una destrucción de ozono hasta la llegada de la primavera.

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Como dijimos, hoy nos vamos a centrar en casos en que la presión de un gas cambia debido a una variación en su temperatura. Al cambiar la temperatura, la velocidad media de las partículas es diferente, y por lo tanto sus colisiones contra las paredes sólidas transmiten mayor o menor fuerza. Es decir, a mayor temperatura, mayor presión.

Es un fenómeno muy importante en la industria humana. De hecho, la automoción se basa en ello: desde la máquina de vapor hasta los motores de combustión interna actuales (los motores eléctricos no, por supuesto).

En los coches modernos se produce una reacción química muy potente en el interior de un cilindro (explosión en el caso de gasolina, combustión en el caso Diesel), cuyo efecto principal es elevar la temperatura de un gas (formado por aire y gotitas de combustible; lo que llamamos aerosol).

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Como dijimos el anterior capítulo, las colisiones de las partículas de un gas contra cualquier superficie sólida inmersa en él provocan la aparición de una fuerza, proporcional al área de la superficie. Es lo que llamamos presión del gas.

En general, hay dos formas de variar la presión que ejerce un gas: o bien cambiar el número de partículas del mismo (es decir, su densidad), o bien hacer que colisionen contra las paredes a una velocidad diferente (lo que significa cambiar la temperatura del gas). Podemos encontrar ejemplos de ambos métodos en la vida cotidiana.

Por ejemplo, al inflar un globo de fiesta, lo que hacemos es introducir más partículas de gas en su interior. Por lo tanto, habrán más partículas que colisionarán contra la pared por su parte interna que externa, la goma sentirá una fuerza neta hacia afuera: aumenta la presión interior. Como la goma no es rígida, dicha fuerza neta hará que ceda, incrementando el volumen del globo.

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Dejando a un lado las colisiones entre ellas (tratadas en el anterior capítulo), las partículas de un gas se mueven libremente hasta llegar a las paredes del recipiente que lo contiene. Por eso solemos decir que los gases se expanden hasta ocupar todo el espacio disponible.

En este contexto, con «pared del recipiente» quiero decir cualquier objeto sólido. Por ejemplo, mi misma piel es una pared para las moléculas que forman el aire.

Ahora, dejadme que abra un paréntesis. ¿Y qué pasa si el recipiente no tiene paredes (o sea, no hay recipiente)? Por ejemplo, la Tierra no tiene techo, no hay una pared superior. Según lo que hemos dicho, los gases de la atmósfera deberían expandirse hasta ocupar todo el universo. Si no lo hacen es porque los retiene la fuerza de gravedad terrestre. Pero si las moléculas del aire fueran más rápidas (es decir, la temperatura fuera mayor), podrían escaparse de la atracción gravitatoria y nos quedaríamos con una atmósfera muy tenue (como la Luna, por ejemplo, que tiene una gravedad mucho más débil y por tanto se puede escapar a menor temperatura).

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Si a lo largo de esta serie sobre los gases nos ha quedado algo claro es que están compuestos por una gran cantidad de pequeñas partículas, átomos o moléculas, que se mueven libremente a gran velocidad. Y, como sabemos, algo que se está moviendo, continuará en línea recta hasta que sufra alguna interacción que altere su movimiento (esto es, a groso modo, la primera ley de Newton).

¿Y hasta cuándo seguirá una de las partículas de un gas moviéndose en línea recta? Pues hasta que ocurra una de las dos siguientes posibilidades: que choque contra otra partícula, o bien hasta que alcance los límites del recipiente donde se encuentra el gas. Una buena forma de imaginárselo es una mesa de billar, donde las bolas se están moviendo continuamente y no se frenan por el rozamiento contra el tapete.

Si dos partículas del gas colisionan entre ellas, normalmente no les pasa nada, simplemente rebotan. Si la colisión se produjera a velocidades elevadas (y recordad que eso significa elevar la temperatura) podrían pasar cosas más desastrosas, como que las moléculas perdieran electrones: el gas se convertiría en un plasma. Pero esto no suele suceder a las velocidades típicas de temperaturas normales, así que por el momento nos centraremos en colisiones elásticas, donde las partículas simplemente rebotan sin que les pase nada más, como bolas de billar.

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Como os prometí, ahora vamos a hablar de la posibilidad que las partículas que forman un gas también giren sobre si mismas, además de desplazarse en línea recta a gran velocidad.

Cada tipo de movimiento que puede realizar una partícula se llama grado de libertad. En cuanto a la traslación hay tres grados de libertad, ya que las partículas pueden moverse:

1. De izquierda a derecha,
2. De atrás a adelante y
3. De abajo a arriba.

En cuanto a los grados de libertad de rotación, la cosa es un poco más complicada porque depende de la estructura internas de las partículas. Si las partículas son puntuales, entonces no pueden rotar. ¿Cómo va a girar un punto sobre si mismo? Pues no puede. Así que los gases monoatómicos (por ejemplo, el argón y el resto de gases nobles) no tienen grados de libertad rotacionales.

Si las partículas están compuesta de dos átomos iguales y puntuales (como en el caso del hidrógeno, nitrógeno u oxígeno), la molécula puede girar de dos formas distintas. Pensad en una majorette, si empieza con su bastón en posición vertical puede hacerlo girar por delante de su cuerpo (como el hélice de un avión), o por al lado (como el rotor trasero del helicóptero).

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A estas alturas ya tenemos más que claro que los gases están formados de partículas muy pequeñas que se mueven muy rápido. Pero, ¿cómo de rápido? Pues depende de la temperatura.

Nosotros, seres humanos, somos demasiado grandes como para ver los átomos y moléculas individualmente. Vivimos en un mundo macroscópico. Para nosotros, la temperatura no es más que una sensación que percibimos en nuestra piel, pero no sabemos muy bien qué significa.

Lo que sí sabemos es que para calentar un gas hay que darle energía. Y cuando está caliente, podemos extraer parte (no toda) de la energía que le habíamos dado para efectuar un trabajo útil.

Pero, ¿donde va la energía que le damos al gas para calentarlo? Si está formado de partículas, no queda más remedio que dicha energía vaya en las propias partículas que forman el gas. Y cuando una partícula tiene energía, lo que hace es moverse. Y cuanta más energía tenga, más rápido se moverá.

Como seguramente sabéis, la energía debida al movimiento recibe el nombre de energía cinética. Así, por lo tanto, al aportar energía a un gas para calentarlo, lo que hacemos es aportar energía cinética a sus partículas. Es decir, las partículas de un gas caliente se mueven más rápido que las de uno frío (y esto es cierto para todos los estados de la materia, no solo los gases).

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Hasta ahora, hemos descrito lo que es un gas ideal: aquél que está formado por partículas puntuales (es decir, sin tamaño) que no interaccionan entre si.

Por supuesto, esto es una aproximación. Las partículas son muy pequeñas, pero sí tienen cierto tamaño, y sí sufren ciertas fuerzas entre ellas. Pero en muchas circunstancias esta aproximación da resultados lo suficientemente buenos como para que la podamos usar con bastante precisión. Claro, si no fuera así, el gas ideal no habría trascendido hasta nuestros días (como tantos otros modelos y teorías científicas que, en su día, parecían buena idea, pero fracasaron).

En general, la aproximación de gas ideal funciona mejor con gases diluidos (es decir, a baja presión), o bien que se encuentran en altas temperaturas, muy por encima de la temperatura a la que se licuarían.

El motivo por el que los gases en baja presión se acercan al ideal es fácil de entender. Si el gas está diluido, hay muy pocas partículas, por lo que la distancia entre ellas será mayor, de forma que las dos aproximaciones que definen un gas ideal se cumplirán mejor.

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