Leyes de los gases

Las leyes de los gases se desarrollaron a fines del siglo XVIII, cuando los científicos comenzaron a darse cuenta de que se podían obtener relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas que se mantendrían aproximadas durante todos los gases.

Ley de Boyle

En 1662, Robert Boyle estudió la relación entre el volumen y la presión de un gas en cantidad fija a 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 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. 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 golpearán un área determinada de los lados del recipiente por unidad de tiempo, provocando una mayor presión..

Un enunciado de la ley de Boyle es el siguiente:

El concepto se puede representar con estas fórmulas:

• V∝ ∝ 1P{displaystyle Vpropto {frac {1} {} {}}}, que significa "El volumen es inversamente proporcional a la presión", o
• P∝ ∝ 1V{displaystyle Ppropto {frac {1}{V}}, que significa "La presión es inversamente proporcional al volumen", o
• PV=k1{displaystyle PV=k_{1}, o

P1V1=P2V2{displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}

Ley de Charles

La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue hallada 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 en 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). Como ecuación matemática, la ley de Charles se escribe como:

V∝ ∝ T{displaystyle Vpropto T,}, o

V/T=k2{displaystyle V/T=k_{2}, o

V1/T1=V2/T2{displaystyle V_{1}/T_{1}=V_{2}/T_{2},

donde "V" es el volumen de un gas, "T" es la temperatura absoluta y k₂ es una constante de proporcionalidad (que no es lo mismo que las constantes de proporcionalidad en las otras ecuaciones de este artículo).

Ley de Gay-Lussac

Ley de Gay-Lussac, Amontons' La ley o ley de la presión fue hallada por Joseph Louis Gay-Lussac en 1808. Establece que, para una masa dada y volumen constante de un gas ideal, la presión ejercida sobre los lados de su recipiente es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Como ecuación matemática, la ley de Gay-Lussac se escribe como:

P∝ ∝ T{displaystyle Ppropto T,}, o

P/T=k{displaystyle P/T=k, o

P1/T1=P2/T2{displaystyle P_{1}/T_{1}=P_{2}/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 1811) establece que, a temperatura y presión constantes, el volumen ocupado por un gas ideal es directamente proporcional al número de moléculas del gas presentes en el recipiente. Esto da lugar al volumen molar de un gas, que en STP (273,15 K, 1 atm) es de aproximadamente 22,4 L. La relación está dada por

V∝ ∝ n{displaystyle Vpropto n,}, o

V1n1=V2n2{fnMicroc} {fn} {fn} {fn}} {fn}} {fn}} {fn}} {fn}}} {fn}} {fn}}}} {fnfnfnfn}}}} {fn}}}}}}} {fnfnfnfnf}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}}} {\\\\\fnfnfnfnfnfnfnfn\fnfnfnfnfnfnfnfnfnfnfnfn}}}}}}}}}}}}}\\fn\fn\fn}}}}}}}}}}}}}}}}}\\\\\\\\fn {V_{2}{n_{2}},}

Donde n es igual al número de moléculas de gas (o el número de moles de gas).

Leyes de los gases combinados e ideales

Relaciones entre Boyle's, Charles's, Gay-Lussac's, Avogadro's, combinadas y leyes de gas ideales, con la constante de Boltzmann k_B = R/N_A = R/N (en cada ley, las propiedades circunscritas son variables y las propiedades no circuncidadas se mantienen constantes)

La Ley de los gases combinados 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 (cantidad) fija de gas:

PV=k5T{displaystyle PV=k_{5}T}

Esto también se puede escribir como:

P1V1T1=P2V2T2{fnMicroc} {fnK} {fnK}} {fnK}}} {fnMicroc}} {cHFF} {cHFF}} {cH00}} {cH00}}} {cH}}}} {c}}}}}}} {c}}}

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

PV=nRT{displaystyle PV=nRT

Donde

• P presión
• V volumen
• n es el número de lunares
• R es la constante del gas universal
• T es la temperatura (K)

La constante de proporcionalidad, ahora llamada R, es la constante de gas universal con un valor de 8.3144598 (kPa∙L)/(mol∙K).

Una formulación equivalente de esta ley es:

PV=NkBT{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 a 23}J·K⁻¹ in SI units)
• T es la temperatura (K)

Estas ecuaciones son exactas solo para un gas ideal, que ignora varios efectos intermoleculares (ver gas real). Sin embargo, la ley de los gases ideales es una buena aproximación para la mayoría de los gases bajo 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 de los cambios de gas 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

La ley de Graham

afirma que la tasa a la que las moléculas de gas difusan es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la densidad de gas a temperatura constante. Combinado con la ley de Avogadro (es decir, ya que los 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

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

Ptotal=P1+P2+P3+⋯ ⋯ +Pn↑ ↑ .. i=1nPi,{displaystyle P_{textrm {total}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+cdots +P_{n}equiv sum ¿Qué?

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 gas

P_i es la presión parcial, o la presión del gas componente en el volumen y la temperatura dados.

Ley de volúmenes parciales de Amagat

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

Vtotal=V1+V2+V3+⋯ ⋯ +Vn↑ ↑ .. i=1nVi,{displaystyle V_{textrm {total}=V_{1}+V_{2}+V_{3}+cdots +V_{n}equiv sum ¿Qué?

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 gas, o el volumen del contenedor,

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

La ley de Henry

declara que A temperatura constante, la cantidad de un gas dado disuelto en un tipo determinado y volumen de líquido es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas en equilibrio con ese líquido.

p=kHc{displaystyle ¿Qué?

Derecho del gas real

formulada por Johannes Diderik van der Waals (1873).