Leyes De Los Gases Y Su Comportamiento.

INTRODUCCIÓN.
Un gas se caracteriza porque sus moléculas están muy separadas unas de otras, razón por la cual carecen de forma definida y ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Son fluidos como los líquidos, pero se diferencian de éstos por ser sumamente compresibles debido a la mínima fuerza de cohesión entre sus moléculas.
Cuando la temperatura de un gas aumenta, seincrementa la agitación de sus moléculas y en consecuencia se eleva la presión. Pero si la presión permanece constante, entonces aumentará el volumen ocupado por el gas. Si un gas se comprime, se incrementan los choques entre sus moléculas y se eleva la cantidad de calor desprendida, como resultado de un aumento en la energía cinética de las moléculas. Todos los gases pueden pasar al estado líquidosiempre y cuando se les comprima a una temperatura inferior a una temperatura crítica.
La temperatura crítica de un gas es aquella temperatura por encima de la cual no puede ser licuado independientemente de que la presión aplicada sea muy grande.
Los gases cuyo punto de ebullición se encuentra cercano a la temperatura del medio ambiente, generalmente se conservan en estado líquido a una altapresión en recipientes herméticos cerrados.

CONCEPTO DE GAS IDEAL.
Un gas ideal es un gas hipotético que posibilita hacer consideraciones prácticas que facilitan algunos cálculos matemáticos. Se le supone conteniendo un número pequeño de moléculas, por tanto, su densidad es baja y su atracción intermolecular es nula. Debido a ello, en un gas ideal el volumen ocupado por sus moléculas es mínimo, encomparación con el volumen total, por este motivo no existe atracción entre sus moléculas. Es evidente que en caso de un gas real sus moléculas ocupan un volumen determinado y existe una relativa atracción entre las mismas. Sin embargo, en muchos casos estos factores son insignificantes y el gas puede considerarse como ideal.
El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o apresiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular es importante. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes. A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de ungas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas.

LEYES DE LOS GASES.

* LEY DE BOYLE.
El inglés Robert Boyle (1627-1691) es considerado el padre de la química moderna. Fue el iniciador de las investigaciones respecto a los cambios en el volumen de un gas, como consecuencia de lasvariaciones en la presión aplicada, y enunció la siguiente ley que lleva su nombre:
A una temperatura constante y para una masa dada de un gas, el volumen del gas varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta que recibe.
Lo anterior quiere decir que cuando un gas ocupa un volumen de un litro a una atmósfera de presión, si la presión aumenta a dos atmósferas, el volumen del gas seráahora de medio litro. Por tanto, esta ley también significa que la presión (P) multiplicada por el volumen (V) es igual a una constante (k) para una determinada masa de un gas a una temperatura constante. De donde la ley de Boyle se expresa matemáticamente de la siguiente manera:
PV = K
PV = K


De acuerdo con (la figura 1.0 ), tenemos que en P1 existe un estado 1 de presión y volumen:
P1V1= K
donde: 1 atm x 1L = 1 atm L.
Figura 1.0. Demostración de la ley de Boyle al aumentar la presión disminuye el volumen de un gas.
Figura 1.0. Demostración de la ley de Boyle al aumentar la presión disminuye el volumen de un gas.
V2 = 0.5L
V2 = 0.5L
V1 =1L
V1 =1L



En P2 existe un estado 2 de presión y volumen:
P2V2 = K
donde: 2 atm x 0.5L = 1 atm L
P1V1 = P2V2
P1V1 =...