Tabla de constantes específicas de los gases
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.
Unidades de la ley de los gases ideales
La constante molar de los gases (también conocida como constante de los gases, constante universal de los gases o constante ideal de los gases) se designa con el símbolo R o R. Es el equivalente molar de la constante de Boltzmann, expresada en unidades de energía por incremento de temperatura por mol, es decir, el producto presión-volumen, en lugar de energía por incremento de temperatura por partícula. La constante es también una combinación de las constantes de la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro y la ley de Gay-Lussac. Es una constante física que aparece en muchas ecuaciones fundamentales de las ciencias físicas, como la ley de los gases ideales, la ecuación de Arrhenius y la ecuación de Nernst.
La constante de los gases es la constante de proporcionalidad que relaciona la escala de energía en física con la escala de temperatura y la escala utilizada para la cantidad de sustancia. Así pues, el valor de la constante de los gases se deriva en última instancia de las decisiones y accidentes históricos en la fijación de las unidades de energía, temperatura y cantidad de sustancia. De forma similar se determinaron la constante de Boltzmann y la constante de Avogadro, que relacionan por separado la energía con la temperatura y el número de partículas con la cantidad de sustancia.
Las leyes de los gases
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
Pv = nrt
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.