LEYES DE LOS GASES

LEYES DE LOS GASES

Principio de Avogadro   1811                                                                                          

   Es una de las leyes de los gases ideales la cual dice:  "Volúmenes iguales de distintas sustancias  gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas"

También el enunciado inverso es cierto: "Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura".

Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa molecular o mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas".

El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,022212 × 10²³ y es también el número de átomos que contiene la masa atómica o mol de un elemento.

Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.

Ley de Boyle-Mariotte

Es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

PV= K

donde  K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante  para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

P1V2=P2V2

donde:

P1= Presión Inicial 

P2=Presión final

V1=Volumen inicial 

V2=Volumen final 

https://www.google.com/imghp?hl=es&tab=wi (IMAGENES)

Ley de los gases ideales  por  Émile Clapeyron        1834

Es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

 Ecuación de Van der Waals

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 Es una ecuación de estado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes Diderik van der Waals, la cual está basada en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas. Si se introducen el número de Avogadro, N_A, el número de moles n y, consecuentemente, el número total de partículas n•N_A, la ecuación queda en la forma siguiente:´

 p :es la presión del fluido

V: es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido

a :mide la atracción entre las partículas 

b :es el volumen disponible de un mol de partículas 

n :es el número de moles

R :es la constante universal de los gases ideales, 

T :es la temperatura, en kelvin

La ley combinada de los gases o ley general de los gases

 Es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada una de las variables termodinámicas con relación a otra mientras todo lo demás se mantiene constante. La ley de Charles establece que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales entre sí, siempre y cuando la presión se mantenga constante. La ley de Boyle afirma que la presión y el volumen son inversamente proporcionales entre sí a temperatura constante. Finalmente, la ley de Gay-Lussac introduce una proporcionalidad directa entre la temperatura y la presión, siempre y cuando se encuentre a un volumen constante. La interdependencia de estas variables se muestra en la ley de los gases combinados, que establece claramente que:

La relación entre el producto presión-volumen y la temperatura de un sistema permanece constante.

Esto matemáticamente puede formularse como:

donde:

p es la presión medida en atmósferas

V es la volumen medida en centímetros cúbicos

T es la temperatura medida en grados kelvins

k es la constante (con unidades de energía dividido por la temperatura).

 

http://www.youtube.com/watch?feature=endscreen&NR=1&v=GLlivXIIYiY(
Hewitt, Paul G., Física Conceptual, Ed. Pearson, México, 1999, 708 Páginas.
Giancoli, Douglas C. Física con aplicaciones. México, Pearson Educación, 2006.
http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_cin%C3%A9tica
https://www.google.com/imghp?hl=es&tab=wi (imagenes)