Unidades de la ley de los gases ideales
En esta página se examinan las suposiciones que se hacen en la teoría cinética sobre los gases ideales, y se da una mirada introductoria 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.
Constante de los gases ideales
La ley de los gases ideales se deriva matemáticamente de un tratamiento mecánico estadístico de partículas idénticas primitivas (partículas puntuales sin estructura interna) que no interactúan, sino que intercambian su momento (y, por tanto, su energía cinética) en colisiones elásticas.
Como no tiene en cuenta ni el tamaño molecular ni las atracciones intermoleculares, la ley de los gases ideales es más precisa para los gases monoatómicos a altas temperaturas y bajas presiones. Evidentemente, la desestimación del tamaño molecular es menos importante para volúmenes mayores, es decir, para presiones más bajas. La importancia relativa de las atracciones intermoleculares disminuye al aumentar la energía cinética térmica, es decir, al aumentar la temperatura. Ecuaciones de estado más sofisticadas, como la ecuación de Van der Waals,
Como la cantidad de sustancia puede darse en masa en lugar de en moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley de los gases ideales. El número de moles () es igual a la masa () dividida por la masa molar ():
Aquí es la constante de Boltzmann, y es el número real de moléculas, en contraste con la otra formulación, que utiliza , el número de moles. Esta relación implica que , y la consistencia de este resultado con el experimento es una buena comprobación de los principios de la mecánica estadística.
Densidad de la ley de los gases ideales
Isotermas de un gas ideal para diferentes temperaturas. Las líneas curvas son hipérbolas rectangulares de la forma y = a/x. Representan la relación entre la presión (en el eje vertical) y el volumen (en el eje horizontal) para un gas ideal a diferentes temperaturas: las líneas que están más alejadas del origen (es decir, las líneas que están más cerca de la esquina superior derecha del diagrama) corresponden a temperaturas más altas.
Se muestran las colisiones moleculares dentro de un recipiente cerrado (un tanque de propano) (derecha). Las flechas representan los movimientos aleatorios y las colisiones de estas moléculas. La presión y la temperatura del gas son directamente proporcionales: Al aumentar la temperatura, la presión del gas propano aumenta en el mismo factor. Una simple consecuencia de esta proporcionalidad es que, en un día caluroso de verano, la presión del tanque de propano será elevada, por lo que los tanques de propano deben estar dimensionados para soportar tales aumentos de presión.
El estado de una cantidad de gas viene determinado por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación los relaciona de forma sencilla en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: la unidad apropiada del SI es el kelvin[4].
Mezcla de gases ideal
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