Ley de gauss

• Boyle • Charles y de Gay Lussac

• Avogadro
• Dalton

• Ecuación de van der Waals
• Ecuación virial de estado



Robert Boyle (1627-1691) en 1962

V α 1/P
PV = constante

Valores iniciales P1 y V1  Valores finales P 2 y V2
 P1 V1 = P2 V2 (si n y la temperatura se mantienen constantes)
n= número de moles de gas que se encuentran presentes

Charles y de Gay LussacJaques Alexandre Charles (1746-1823)  Joseph Louis -Gay Lussac (1778-1850)


VαT V/T = constante

PαT P/T = constante

Escala Kelvin (T, K)
Cero absoluto Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua 0 273.15 375.15

Escala Celsius (t, ºC)
-273.15 0 100

Charles y de Gay Lussac
V1 = V2 T1 T2 P1 P2 T2
(con n y V constantes)

(con n y P constantes)

=

T1

Ejemplo:Cuando los neumáticos se calientan aumentan la presión



Amedeo Avogadro(1811) Propuso que los volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas.
V/n = constante (con T y P constantes)



V α 1/P V αT V αn

(con T y n constantes) Ley de Boyle

(con P y n constantes) Ley de Charles y Gay-Lussac (con T y P constantes) Ley deAvogadro

V α nT P = R nT P

PV=nRT
R=constante del gas



Experimentalmente se encuentra que un mol de gas ideal ocupa 22,414 L a 1 atm y 273.15 K R= (1 atm)(22.414 L)/(1 mol)(273.15 K) R= 0,08206 L atm/K mol

1 atm = 1.01325x105 Pa  1 Pa= Nm-2  1 L = 1x10-3 m3  1 J = 1 Nm


1 L atm = 101.3 J 1 J = 9.87x10-3 L atm



P1V=n1RT P2V=n2RT

o o

P1=n1(RT/V) P2=n2(RT/V)

PT = P1+ P2 = n1(RT/V) + n2(RT/V) = (n1 + n2) (RT/V)

 

P1=(n1/(n1+n2) )(PT)=x1PT P2=(n2/(n1+n2) )(PT)=x2PT x1 y x2 son fracciones molares de los gases 1 y 2 1 atm = 760 torr

Se aplica a los gases con las siguientes propiedades:
› Sus moléculas tienen un volumen despreciable.

› No existe interacción entre las moléculas

(atracción o repulsión). › Tales gases no existen. › Laecuación es útil para muchos gases a temperaturas elevadas o a presiones moderadamente bajas (≤10 atm).

Cuando se comprime un gas, las moléculas se acercan unas a otras, y el gas se desvía del comportamiento ideal de manera apreciable.  Una manera de medir las desviaciones de las condiciones ideales es trazar el factor de compresibilidad (Z) de un gas, contra la presión.


Z < 1 Significaque son más fácil de comprimir que un gas ideal. Z >1 Significa que es más difícil de comprimir que un gas ideal.



Fuerzas de atracción son fuerzas de largo alcance. Moléculas alejadas a bajas presiones



Fuerzas de repulsión funcionan sólo dentro de un alcance limitado. A medida que disminuye la separación entre las moléculas, la interacción de repulsión adquiere mayor importancia.PV = nRT

Z=

PV = PV nRT RT

Donde:
V: es el volumen molar del gas (V/n), o el volumen de una mol del gas a temperatura y presión especificadas.

De las ecuaciones propuestas se consideraran: Ecuación de van der Waals  Ecuación virial de estado




Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) Trata de considerar el volumen finito de las moléculas individuales en un gas no idealy las fuerzas de atracción entre ellas

La presión del gas en menor que la presión que el gas ejercería si se comportara de manera ideal.
Fuerzas de atracción

Velocidad disminuye

La presión sobre la pared del contenedor depende tanto de la frecuencia de las colisiones como la cantidad de movimiento.

Ambas disminuyen debido a las fuerzas de atracción intermolecular
La reducción depresión depende del número de moléculas presentes o de la densidad del gas

Ecuación gas ideal PV = nRT an2 (P+ ) (V – nb) = nRT V2 La reducción de la presión debida a las fuerzas de atracción n α( V )( n2 V2
a=constante de proporcionalidad P =presión medida del gas P+an2/V2=presión del gas si no existieran fuerzas intermoleculares a=atmL2mol-2 Volumen finito de moléculas se remplaza V por...