Leyes de los gases

Lista de leyes físicas relacionadas con los gases

Las leyes que describen el comportamiento de los gases en 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 descubrieron que se podían obtener relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas que se aproximaran a todos los gases. La combinación de varias leyes empíricas de los gases condujo al desarrollo de la ley de los gases ideales .

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

Historia

En 1643, el físico y matemático italiano Evangelista Torricelli , que durante unos meses había actuado como secretario de Galileo Galileo , realizó un célebre experimento en Florencia. ^[1] Demostró que una columna de mercurio en un tubo invertido puede ser sostenida por la presión del aire fuera del tubo, con la creación de una pequeña sección de vacío por encima del mercurio. ^[2] Este experimento esencialmente allanó el camino hacia la invención del barómetro, además de atraer 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 a través de una serie de experimentos con una configuración que recuerda a la utilizada 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 de Boyle, aunque también observó cierta dependencia del volumen de aire con la temperatura. ^[4] Sin embargo, se necesitó 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.

Ley de Boyle

En 1662, Robert Boyle estudió sistemáticamente la relación entre el volumen y la presión de una cantidad fija de gas a una temperatura constante. Observó que el volumen de una masa dada de un gas es inversamente proporcional a su presión a una temperatura constante. La ley de Boyle, publicada en 1662, establece que, a una temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una masa dada de un gas ideal en un sistema cerrado es siempre constante. Puede verificarse experimentalmente utilizando un manómetro y un recipiente de volumen variable. También puede deducirse 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 con un área dada de los lados del recipiente por unidad de tiempo, lo que provocará una mayor presión.

Declaración

La ley de Boyle establece que:

El volumen de una masa dada de un gas es inversamente proporcional a su presión cuando su temperatura se mantiene constante.

El concepto se puede representar con estas fórmulas:

• ${\displaystyle V\propto {\frac {1}{P}}}$, que significa "El volumen es inversamente proporcional a la presión", o
• ${\displaystyle P\propto {\frac {1}{V}}}$, que significa "La presión es inversamente proporcional al volumen", o
• ${\displaystyle PV=k_{1}}$, o

$${\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}}$$donde P es la presión, V es el volumen de un gas y k ₁ es la constante en esta ecuación (y no es la misma que las constantes de proporcionalidad en las otras ecuaciones).

Ley de Charles

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).

Declaración

La ley de Charles establece que:

El volumen de una masa fija dada de un gas seco es directamente proporcional a su temperatura absoluta a presión constante.

Por lo tanto,

• ${\displaystyle V\propto T\,}$, o
• ${\displaystyle {V \over T}=k_{2}}$, o

$${\displaystyle {V_{1} \over T_{1}}={V_{2} \over T_{2}}}$$,

donde "V" es el volumen de un gas, "T" es la temperatura absoluta y k ₂ es una constante de proporcionalidad (que no es la misma que las constantes de proporcionalidad en las otras ecuaciones de este artículo).

Ley de Gay-Lussac

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

Declaración

La ley de Gay-Lussac establece que:

La presión que ejerce una masa dada y un volumen constante de un gas ideal sobre las paredes del recipiente que lo contiene es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Por lo tanto,

• ${\displaystyle P\propto T\,}$, o
• ${\displaystyle {P \over T}=k}$, o

$${\displaystyle {P_{1} \over T_{1}}={P_{2} \over T_{2}}}$$,

donde P es la presión, T es la temperatura absoluta y k es otra constante de proporcionalidad.

Ley de Avogadro

La ley de Avogadro , hipótesis de Avogadro , principio de Avogadro o hipótesis de Avogadro-Ampère es una ley experimental de los gases que fue planteada por Amedeo Avogadro en 1811. Relacionaba el volumen de un gas con la cantidad de sustancia del gas presente. ^[5]

Declaración

La ley de Avogadro establece que:

El volumen ocupado por un gas ideal a temperatura constante es directamente proporcional al número de moléculas del gas presentes en el recipiente.

Esta afirmación da lugar al volumen molar de un gas, que en condiciones normales (273,15 K, 1 atm) es de aproximadamente 22,4 L. La relación viene dada por:

${\displaystyle V\propto n\,}$, o donde n es igual al número de moléculas de gas (o al número de moles de gas). $${\displaystyle {\frac {V_{1}}{n_{1}}}={\frac {V_{2}}{n_{2}}}\,}$$

Leyes de los gases combinados e ideales

Relaciones entre las leyes de Boyle , Charles , Gay-Lussac , Avogadro , combinadas y de los gases ideales , con la constante de Boltzmann k= ⁠R/N / _A⁠ = ⁠ en R/norte( en cada ley, las propiedades marcadas con un círculo son variables y las propiedades no marcadas se mantienen constantes)

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 de los gases combinados 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 denominada 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 solo para un gas ideal , que no tiene en cuenta varios efectos intermoleculares (véase gas real ). Sin embargo, la ley de los gases ideales es una buena aproximación para la mayoría de los gases sometidos a presión y temperatura moderadas.

Esta ley tiene las siguientes consecuencias importantes:

1. Si la temperatura y la presión se mantienen constantes, entonces 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 es 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.

Otras leyes de los gases

Ley de Graham

Esta ley establece que la velocidad a la que se difunden las moléculas de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la densidad del gas a una temperatura constante. Combinada con la ley de Avogadro (es decir, dado que volúmenes iguales tienen un número igual de moléculas), esto es lo mismo que ser inversamente proporcional a la raíz del peso molecular.

Ley de presiones parciales de Dalton

Esta ley establece que la presión de una mezcla de gases es simplemente la suma de las presiones parciales de los 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

P _i es la presión parcial o presión del gas componente en el 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 que la contiene) es simplemente la suma de los volúmenes parciales de los 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

Esta ecuación establece que, a temperatura constante, la cantidad de un gas determinado disuelto en un tipo y volumen de líquido determinado 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.

Referencias

1. Lagouge, Michel. "Historia de las leyes de los gases" (PDF) .
2. "Experimento barométrico de Torricelli". brunelleschi.imss.fi.it . 2008-01-23 . Consultado el 2024-03-21 .
3. Universidad de Purdue. "Leyes de los gases".
4. "Edme Mariotte | Física experimental, ley de presión e hidrostática | Britannica". www.britannica.com . Consultado el 21 de marzo de 2024 .
5. "Ley de Avogadro". Encyclopædia Britannica . Consultado el 3 de febrero de 2016 .

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

Enlaces externos

• Medios relacionados con Leyes de los gases en Wikimedia Commons