Ecuacion universal de los gases

Gas ideal

Existen 4 leyes generales que relacionan las 4 propiedades características básicas de los gases entre sí. Cada ley lleva el título de su descubridor. Aunque es importante entender las relaciones que cubre cada ley, conocer al descubridor no es tan importante y resultará redundante una vez que se introduzca la ley de los gases combinados. Por lo tanto, concéntrese en comprender las relaciones más que en memorizar los nombres.

Esto significa que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura Kelvin. Piénsalo así, si aumentas el volumen de un gas y debes mantener la presión constante, la única forma de conseguirlo es que la temperatura del gas también aumente.

La reducción del volumen del gas significa que las moléculas chocan más a menudo con las paredes, lo que aumenta la presión, y a la inversa, si el volumen aumenta, la distancia que deben recorrer las moléculas para chocar con las paredes aumenta y chocan menos a menudo, lo que disminuye la presión.

Si se aumenta la cantidad de gas en un recipiente, el volumen aumenta.    Si se reduce la cantidad de gas en un recipiente, el volumen disminuye. Esto supone, por supuesto, que el recipiente tenga paredes dilatables.

Derivar la ecuación 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

Derivar la ecuación del gas ideal 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, suele ser bastante obvio si has hecho algo mal, y puedes volver a comprobarlo.

Valor de la constante universal de los gases

Durante los siglos XVII y, sobre todo, XVIII, impulsados tanto por el deseo de comprender la naturaleza como por la búsqueda de globos en los que poder volar (figura 9.9), varios científicos establecieron las relaciones entre las propiedades físicas macroscópicas de los gases, es decir, la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de gas. Aunque sus mediciones no eran precisas según los estándares actuales, pudieron determinar las relaciones matemáticas entre pares de estas variables (por ejemplo, presión y temperatura, presión y volumen) que se mantienen para un gas ideal, una construcción hipotética a la que se aproximan los gases reales bajo ciertas condiciones. Finalmente, estas leyes individuales se combinaron en una única ecuación -la ley de los gases ideales- que relaciona las cantidades de gas para los gases y es bastante precisa para presiones bajas y temperaturas moderadas. Consideraremos los desarrollos clave en las relaciones individuales (por razones pedagógicas, no en orden histórico), y luego los reuniremos en la ley de los gases ideales.