Constante 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, suele ser bastante obvio si has hecho algo mal, y puedes volver a comprobarlo.
Ley de los gases ideales
En este módulo se describe la relación entre la presión, la temperatura, el volumen y la cantidad de un gas y cómo estas relaciones pueden combinarse para dar una expresión general que describa el comportamiento de un gas.
Cualquier conjunto de relaciones entre una sola cantidad (como \(V\)) y varias otras variables (\(P\), \(T\) y \(n\)) puede combinarse en una sola expresión que describa todas las relaciones simultáneamente. Las tres expresiones individuales fueron derivadas previamente:
Un gas ideal se define como una sustancia gaseosa hipotética cuyo comportamiento es independiente de las fuerzas de atracción y repulsión y puede describirse completamente mediante la ley de los gases ideales. En realidad, no existe un gas ideal, pero un gas ideal es un modelo conceptual útil que nos permite entender cómo los gases responden a condiciones cambiantes. Como veremos, en muchas condiciones, la mayoría de los gases reales presentan un comportamiento que se aproxima mucho al de un gas ideal. Por tanto, la ley de los gases ideales puede utilizarse para predecir el comportamiento de los gases reales en la mayoría de las condiciones. La ley de los gases ideales no funciona bien a temperaturas muy bajas o presiones muy altas, donde se observan más comúnmente las desviaciones del comportamiento ideal.
Unidades 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].
Volumen de gas ideal
La ley de los gases ideales explica cómo se comporta un gas ideal y nos muestra la relación entre presión, volumen y temperatura en un gas ideal. La ley de los gases ideales combina la ecuación de los gases ideales con la teoría cinética de los gases.
Las moléculas de un gas ideal actúan como partículas puntuales o puntos diminutos que rebotan entre sí en colisiones perfectamente elásticas. Esto significa que las moléculas no pierden energía cuando chocan. Consideramos que sus fuerzas intermoleculares son despreciables porque las partículas están relativamente alejadas unas de otras.