Constante de los gases ideales
Tabla de contenidosUn gas ideal es aquel en el que las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas y no existen fuerzas intermoleculares entre ellas. La ley de los gases ideales es una ley que explica el estado de un gas ideal. Establece una relación entre propiedades macroscópicas como la presión, el volumen, la temperatura y el número de moles. Muchos gases como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno y el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales [1-4].
Para derivar la ecuación de los gases ideales, combinamos las tres leyes básicas de los gases: La ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Avogadro. Supongamos que un gas formado por n moles se encuentra a una presión P, un volumen V y una temperatura T. Entonces, de estas tres leyes de los gases surgen las siguientes relaciones [1-5].
La ecuación anterior es la ecuación de los gases ideales. Las unidades de presión, volumen y temperatura deben ser consistentes. La presión se expresa en pascal (Pa) o atmósfera (atm), el volumen se expresa en m3 o litro (L), la temperatura se expresa en Kelvin (K), y el número de millas se expresa como M. El lado derecho de la ecuación tiene la unidad de energía. Esto significa que la energía está relacionada con la presión y el volumen del gas.
Pv = nrt
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Un gas ideal es una sustancia gaseosa caracterizada teóricamente que consiste en un montón de partículas que se mueven al azar con interacciones de colisiones perfectamente elásticas. El concepto es esencial, ya que obedece a la ley de los gases ideales, de la que hablaremos en breve.
Obviamente, no existe el concepto de “gas ideal”, pero a temperatura ambiente y presión atmosférica, todos los gases siguen bastante bien la relación de la ley de los gases ideales. Por ello, la ley de los gases ideales es de aplicación universal y resulta esencial para resolver los problemas relativos a los moles o masas de las sustancias gaseosas.
Los científicos han adoptado condiciones específicas, ya que los volúmenes de los gases dependen de la temperatura y la presión, y la única forma de relacionar los volúmenes de diferentes gases es medirlos en las mismas condiciones.
Unidades de la ley de los gases ideales
Un gas ideal se define como aquel en el que todas las colisiones entre átomos o moléculas son perfectamente elásticas y en el que no existen fuerzas de atracción intermoleculares. Se puede visualizar como un conjunto de esferas perfectamente duras que chocan pero que, por lo demás, no interactúan entre sí. En un gas así, toda la energía interna está en forma de energía cinética y cualquier cambio en la energía interna va acompañado de un cambio en la temperatura. Un gas ideal puede caracterizarse mediante tres variables de estado: presión absoluta (P), volumen (V) y temperatura absoluta (T). La relación
Un mol (abreviado mol) de una sustancia pura es una masa del material en gramos que es numéricamente igual a la masa molecular en unidades de masa atómica (amu). Un mol de cualquier material contendrá el número de moléculas de Avogadro. Por ejemplo, el carbono tiene una masa atómica de exactamente 12,0 unidades de masa atómica, por lo que un mol de carbono tiene 12 gramos. Para un isótopo de un elemento puro, el número de masa A es aproximadamente igual a la masa en amu. Las masas exactas de los elementos puros con sus concentraciones isotópicas normales pueden obtenerse de la tabla periódica. Un mol de un gas ideal ocupará un volumen de 22,4 litros a STP (temperatura y presión estándar, 0°C y una presión de atmósfera). Número de Avogadro Temperatura y presión estándar
Calculadora de la ley de los gases ideales
Esta página examina las suposiciones que se hacen en la Teoría Cinética sobre los gases ideales, y echa un vistazo introductorio a la Ley de los Gases Ideales: pV = nRT. Se trata de una introducción adecuada para estudiantes de química de nivel A del Reino Unido (para jóvenes de 16 a 18 años), por lo que no se intenta deducir la ley de los gases ideales mediante cálculos de tipo físico.
No existe un gas ideal, por supuesto, pero muchos gases se comportan aproximadamente como si fueran ideales a temperaturas y presiones de trabajo ordinarias. Los gases reales se tratan con más detalle en otra página.
En general, es una ecuación fácil de recordar y utilizar. Los problemas residen casi exclusivamente en las unidades. A continuación asumo que trabajas en unidades estrictas del SI (como harás si haces un examen en el Reino Unido, por ejemplo).
Si te equivocas, acabarás con una respuesta tonta, con un factor de mil o un millón. Por lo tanto, normalmente es bastante obvio si has hecho algo mal, y puedes volver a comprobarlo.