Leyes de los gases

Las leyes físicas que describen el comportamiento de los gases bajo condiciones fijas de presión , volumen , cantidad de gas y temperatura absoluta se denominan leyes de los gases . Las leyes básicas de los gases se descubrieron a finales del siglo XVIII, cuando los científicos hallaron relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas que, aproximadamente, se mantenían para todos los gases. La combinación de varias leyes empíricas de los gases condujo al desarrollo de la ley de los gases ideales .

Posteriormente se descubrió que la ley de los gases ideales era coherente con la teoría atómica y cinética .

En 1643, el físico y matemático italiano Evangelista Torricelli , quien durante unos meses había sido secretario de Galileo Galilei , realizó un célebre experimento en Florencia. ^{[ 1 ]} Demostró que una columna de mercurio en un tubo invertido puede mantenerse sostenida por la presión del aire exterior, creando una pequeña sección de vacío sobre el mercurio. ^{[ 2 ]} Este experimento allanó el camino para la invención del barómetro y atrajo la atención de Robert Boyle , entonces un científico "escéptico" que trabajaba en Inglaterra. Boyle se inspiró en el experimento de Torricelli para investigar cómo responde la elasticidad del aire a la presión variable, y lo hizo mediante una serie de experimentos con un montaje similar al utilizado por Torricelli. ^{[ 3 ]} Boyle publicó sus resultados en 1662.

Más tarde, en 1676, el físico francés Edme Mariotte llegó de forma independiente a las mismas conclusiones que Boyle, observando también cierta dependencia del volumen de aire con la temperatura. ^{[ 4 ]} Sin embargo, transcurrió otro siglo y medio para el desarrollo de la termometría y el reconocimiento de la escala de temperatura del cero absoluto, lo que finalmente permitió el descubrimiento de las leyes de los gases dependientes de la temperatura.

En 1662, Robert Boyle estudió sistemáticamente la relación entre el volumen y la presión de una cantidad fija de gas a temperatura constante. Observó que el volumen de una masa dada de gas es inversamente proporcional a su presión a temperatura constante. La ley de Boyle, publicada en 1662, establece que, a temperatura constante, el producto de la presión y el volumen de una masa dada de un gas ideal en un sistema cerrado es siempre constante. Se puede verificar experimentalmente utilizando un manómetro y un recipiente de volumen variable. También se puede derivar de la teoría cinética de los gases : si se reduce el volumen de un recipiente con un número fijo de moléculas en su interior, más moléculas chocarán contra una determinada área de las paredes del recipiente por unidad de tiempo, lo que provocará una mayor presión.

La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue fundada en 1787 por Jacques Charles . Establece que, para una masa dada de un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a su temperatura absoluta , suponiendo que se trata de un sistema cerrado. El enunciado de la ley de Charles es el siguiente: el volumen (V) de una masa dada de un gas, a presión constante (P), es directamente proporcional a su temperatura (T).

La ley de Gay-Lussac, la ley de Amontons o la ley de presión fue fundada por Joseph Louis Gay-Lussac en 1808.

La ley de Avogadro , la hipótesis de Avogadro , el principio de Avogadro o la hipótesis de Avogadro-Ampère es una ley experimental de los gases formulada por Amedeo Avogadro en 1811. Relaciona el volumen de un gas con la cantidad de sustancia presente en él. ^{[ 5 ]}

La ley combinada de los gases o ecuación general de los gases se obtiene combinando la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Muestra la relación entre la presión, el volumen y la temperatura para una masa fija de gas.

${\displaystyle PV=k_{5}T}$

Esto también se puede escribir como:

${\displaystyle {\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}}$

Con la adición de la ley de Avogadro , la ley combinada de los gases se convierte en la ley de los gases ideales :

${\displaystyle PV=nRT}$

donde P es la presión, V es el volumen, n es el número de moles, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.

La constante de proporcionalidad, ahora llamada R, es la constante universal de los gases con un valor de 8,3144598 (kPa∙L)/(mol∙K).

Una formulación equivalente de esta ley es:

$${\displaystyle PV=Nk_{\text{B}}T}$$

donde P es la presión, V es el volumen, N es el número de moléculas de gas, k _B es la constante de Boltzmann (1,381×10 ⁻²³ J·K ⁻¹ en unidades del SI) y T es la temperatura absoluta.

Estas ecuaciones son exactas únicamente para un gas ideal , que no tiene en cuenta diversos efectos intermoleculares (véase gas real ). Sin embargo, la ley de los gases ideales es una buena aproximación para la mayoría de los gases a presión y temperatura moderadas.

Esta ley tiene las siguientes consecuencias importantes:

1. Si la temperatura y la presión se mantienen constantes, el volumen del gas es directamente proporcional al número de moléculas de gas.
2. Si la temperatura y el volumen permanecen constantes, entonces la presión del gas cambia de forma directamente proporcional al número de moléculas de gas presentes.
3. Si el número de moléculas de gas y la temperatura permanecen constantes, entonces la presión es inversamente proporcional al volumen.
4. Si la temperatura cambia y el número de moléculas de gas se mantiene constante, entonces la presión o el volumen (o ambos) cambiarán en proporción directa a la temperatura.

Ley de Graham

Esta ley establece que la velocidad de difusión de las moléculas de gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la densidad del gas a temperatura constante. Combinada con la ley de Avogadro (ya que volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas), esto equivale a ser inversamente proporcional a la raíz cuadrada del peso molecular.

Ley de Dalton de las presiones parciales

Esta ley establece que la presión de una mezcla de gases es simplemente la suma de las presiones parciales de sus componentes individuales. La ley de Dalton es la siguiente:

${\displaystyle P_{\textrm {total}}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+\cdots +P_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}P_{i},}$

y todos los gases componentes y la mezcla están a la misma temperatura y volumen.

donde P _total es la presión total de la mezcla de gases.

Pi _es la presión parcial o presión del gas componente a un volumen y temperatura dados.

Ley de volúmenes parciales de Amagat

Esta ley establece que el volumen de una mezcla de gases (o el volumen del recipiente) es simplemente la suma de los volúmenes parciales de sus componentes individuales. La ley de Amagat es la siguiente:

${\displaystyle V_{\textrm {total}}=V_{1}+V_{2}+V_{3}+\cdots +V_{n}\equiv \sum _{i=1}^{n}V_{i},}$

y todos los gases componentes y la mezcla están a la misma temperatura y presión.

donde V _total es el volumen total de la mezcla de gases o el volumen del recipiente,

V _i es el volumen parcial, o volumen del gas componente a la presión y temperatura dadas.

Ley de Henry

Esto establece que, a temperatura constante, la cantidad de un gas determinado disuelto en un tipo y volumen de líquido dados es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas en equilibrio con ese líquido. La ecuación es la siguiente:

${\displaystyle p=k_{\rm {H}}\,c}$

Ley de los gases reales

Así lo formuló Johannes Diderik van der Waals en 1873.

• Castka, Joseph F.; Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E.; Williams, John E. (2002). Química moderna . Holt, Rinehart and Winston. ISBN 0-03-056537-5.
• Guch, Ian (2003). La guía completa para principiantes de química . Alpha, Penguin Group Inc. ISBN 1-59257-101-8.
• Zumdahl, Steven S. (1998). Principios de química . Houghton Mifflin Company. ISBN 0-395-83995-5.
• FSU (Universidad Estatal de Florida)

• Contenido multimedia relacionado con las leyes del gas en Wikimedia Commons.