gases
Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834. En 1648, el químico Jan Baptist van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos(desorden) para definir las características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.
La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas.
La causa de la naturaleza delgas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre si. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación.
La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el casodel oxígeno la temperatura necesaria es de -183°C.
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
Donde:
= Presión absoluta
= Volumen
= Moles de gas
= Constante universal de los gases ideales
= Temperatura absoluta
[editar]Teoría cinética molecular
Artículo principal: Teoría cinética.Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y 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 loschoques de las partículas con las paredes de este.
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.
En estas circunstancias, la ecuación de los gases seencuentra teóricamente:
donde es la constante de Boltzmann, donde N es el número de partículas.
Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:
Donde:
= Presión del gas
= Volumen delgas
= Número de moles de gas
= Constante universal de los gases ideales
= Temperatura del gas
y son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.
Ecuación general de los gases ideales
Partiendo de la ecuación de estado:
Tenemos que:
DondeR es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2:
Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión yvolumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.
Procesos gaseosos particulares
Ley de Boyle-Mariotte
La Ley de...
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