"LEY GENERAL DE LOS GASES"
El volumen ocupado por la unidad de masa de un gas, es proporcional a su temperatura absoluta e inversamente proporcional a la presión que actúa sobre el gas.
FÓRMULA:
Las condiciones NTP, son las condiciones estándar o normales a las que se maneja un gas para su estudio. T= 273°K ó 0°C P= 1 atm ó 760 mmHg V= 22.4 lt
- Cualquier gas ocupa 22.4 litros con 1 mol de sustancias.
Es decir, el volumen de la situación inicial por la presión original sobre la temperatura es igual a el volumen final por la presión nueva aplicada sobre la temperatura modificada.
La presión es una fuerza que se ejerce por la superficie del objeto y que mientras más pequeña sea ésta, mayor presión habrá.
-Gases ideales-
Los gases perfectos obedecen a tres leyes bastante simples, que son la Ley de Boyle, la ley de Gay-Lussac y la Ley de Charles. Estas leyes son formuladas según el comportamiento de tres grandezas que describen las propiedades de los gases: volumen, presión y temperatura absoluta.
Teoría cinética molecular
Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y James Clerk maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.
• Todo gas ideal está formado por N pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).
• Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
• Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.
• Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.
• No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
• La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
La Ley de Boyle
Esta ley fue formulada por el químico irlandés Robert Boyle (1627-1691) y describe el comportamiento del gas ideal cuando se mantiene su temperatura constante (trasformación isotérmica). Consideremos pues un recipiente con tapa móvil que contiene cierta cantidad de gas.
En el, aplicamos lentamente una fuerza sobre esa tapa, pues de este modo no vamos a alterar la temperatura del gas
Observaremos entonces un aumento de la presión junto con una disminución del volumen de dicho gas, o sea, cuando la temperatura del gas se mantiene constante, la presión y el volumen son grandezas inversamente proporcionales. Esta es la ley de Boyle que puede ser expresada matemáticamente de la siguiente manera:
Donde k es una constante que depende de la temperatura, de la masa y naturaleza del gas.
La Ley de Gay-Lussac
La ley de Gay-Lussac nos muestra el comportamiento de un gas cuando es mantenida su presión constante y son variables las otras dos grandezas: temperatura y volumen. Para entenderla, consideremos nuevamente un gas en un recipiente de tapa móvil. Esta vez calentaremos el gas y dejaremos libre la tapa, como muestra la figura a continuación:
Hecho esto, veremos una expansión del gas junto con el aumento de la temperatura. El resultado será una elevación de la tapa y consecuentemente un aumento del volumen. Observe que la presión sobre la tapa (en este caso la presión atmosférica) se mantiene constante.
La ley de Gay-Lussac dice que en una transformación isobárica (presión constante), temperatura y volumen son dos grandezas directamente proporcionales. Esta ley se expresa matemáticamente de la siguiente forma:
Donde k es una constante que depende de la presión, de la masa y de la naturaleza del gas.
¿Por qué vuela un globo?: Un globo de aire caliente, no vuela sino flota dentro del viento. Basamos esta forma de vuelo, como nos enseña la Física, en que el aire caliente pesa menos que aire frío, tendiendo por ello a subir.
Como ejemplo a esta ley podemos nombrar los globos aerostaticos:
La ley de Charles
En los casos anteriores, mantuvimos la temperatura del gas constante y después su presión. Ahora mantendremos el volumen constante y analizaremos los resultados de ese procedimiento
Consideremos nuevamente nuestro recipiente de tapa móvil. Esta vez, travaremos la tapa, porque así lograremos dejar el volumen del gas constante. Luego de ello, iniciaremos su calentamiento como muestra la figura a continuación:
Al sufrir el calentamiento, el gas intentará expandirse, pero esto será algo que no ocurrirá, pues la tapa está trabada. El resultado será un aumento en la presión del gas sobre las paredes del recipiente
La ley de Charles describe esta situación, o sea, en una transformación isométrica (volumen constante), la presión y la temperatura serán grandezas directamente proporcionales.
Matemáticamente, la ley de Charles se expresa de la siguiente forma:
Donde k es una constante que depende del volumen, de la masa y de la naturaleza del gas.
La Ecuación de Clapeyron
Vimos a través de las tres leyes anteriores como un gas ideal se comporta cuando mantenemos una variable constante y variamos las otras dos. La ecuación de Clapeyron puede ser entendida como una síntesis de esas tres leyes, relacionando presión, temperatura y volumen
En una transformación isotérmica, presión y volumen son inversamente proporcionales y en una transformación isométrica, presión y temperatura son directamente proporcionales.
De estas observaciones podemos concluir que la presión es directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen.
Es importante también destacar que el número de moléculas infuye en la presión ejercida por el gas, o sea, la presión también depende directamente de la masa del gas.
Considerando estos resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estableció una relación entre las variables de estado con la siguiente expresión matemática.
Donde n es el número de moles y R es la constante universal de los gases perfectos. Esta constante puede asumir los siguientes valores:
La ecuación general para los gases ideales
Consideremos una determinada cantidad de gas ideal confinado en un recipiente donde se puede variar la presión, el volumen y la temperatura, pero manteniendo la masa constante, o sea, sin alterar el número de moles.
A partir de la ecuación de Clapeyron, podemos establecer la siguiente relación:
Como fue descrito, el número de moles n y R son constantes. Se concluye entonces:
Esto es, si variamos la presión, el volumen y la temperatura del gas con masa constante, la relación recién expresada, dará el mismo resultado. Para entender mejor lo que esto significa, observe la figura a continuación:
Tenemos el gas ideal en tres estados diferentes, pero si establecemos la relación de presión, volumen y temperatura, descritos en la primera ecuación, se llega a los siguientes resultados.
Observamos que las tres ecuaciones dan el mismo resultado, lo cual significa que ellas son iguales. Entonces podemos obtener la siguiente ecuación final:
Esta relación es conocida como la ecuación general de los gases ideales.
- Como un resumen explicado anteriormente sobre las leyes de los gases, a continuación se presentan los siguientes ejemplos:
En un laboratorio se obtienen 30 cm ³ de nitrógeno a 18 °C y 750 mm de Hg de presión, se desea saber cuál es el volumen normal.
Datos:
V1 = 30 cm ³
V1 = 0,03 dm ³ = 0,03 l
V1 = 0,03 dm ³ = 0,03 l
P1 = 750 mm Hg
t1 = 18 °C
T1 = 18 °C + 273,15 °C
T1 = 291,15 K
T1 = 18 °C + 273,15 °C
T1 = 291,15 K
P2 = 760 mm Hg
T2 = 273,15 K
Ecuación:
P1.V1/T1 = P2.V2/T2
V2 = (P1.V1.T2)/(P2.T1)
V2 = (750 mm Hg.0,03 l.273,15 K)/(760 mm Hg.291,15 K)V2 = 0,0278 l
V2 = (750 mm Hg.0,03 l.273,15 K)/(760 mm Hg.291,15 K)V2 = 0,0278 l
En una fábrica de oxígeno se almacena 1 m ³ de ese gas en un cilindro de hierro a 5 atmósferas, ¿qué volumen habrá adquirido si inicialmente la presión era de 1 atmósfera?
Datos:
P1 = 1 atmósfera
V1 = 1 m ³
V1 = 1000 l
V1 = 1000 l
P2 = 5 atmósferas
Ecuación:
P1.V1/T1 = P2.V2/T2
Para el caso:
P1.V1 = P2.V2
V2 = P1.V1/P2
V2 = 1 atmósfera.1000 l/5 atmósferasV2 = 200 l
V2 = 1 atmósfera.1000 l/5 atmósferasV2 = 200 l
