LEYES DE LOS GASES

LEYES DE LOS GASES

TEORIA CINÉTICA

La descripción detallada de la estructura y comportamiento del estado gaseoso se conoce como teoría cinética de los gases, y se enuncia en el marco de los siguientes postulados

POSTULADOS:

1: Los gases están constituidos por moléculas muy alejadas unas de otras, y tan pequeñas que su volumen real es despreciable en comparación con el volumen total ocupado por el gas.

2: Las moléculas de un gas están en movimiento continuo, rápido, al azar y en línea recta, chocando entre sí y con las paredes del recipiente.

3: Las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas de un gas son despreciables

4: En un instante dado, diferentes moléculas de un gas tienen distintas velocidades y, por consiguiente, distintos valores de energía cinética. Sin embargo, el promedio de los valores de la energía cinética de todas las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

Las descripciones anteriores de la teoría cinética corresponden a un gas ideal y obedecen estrictamente las leyes que hemos estudiado. Los gases que existen en la realidad (gases reales) no se comportan con lo predicho por estas leyes, sino que presentan desviaciones, sobre todo a bajas temperaturas y a altas presiones.

LEY DE LOS GASES IDEALES

Las tres leyes las podemos combinar en términos matemáticos en una sola expresión conocida como ley general de los gases:

V (1/P) T(n), se puede leer que el volumen es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la temperatura y las moles

V= K (1/P) T(n) K=constante de proporcionalidad, reemplazándola por R, constante universal de los gases

V= R (1/P) T(n) reagrupando

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON

En una mezcla de gases, la presión total es igual a la suma de las presiones parciales.

Pt= P1 + P2 + P3 + …Pn

LEY COMBINADA DE LOS GASES

El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta e inversamente proporcional a la presión

V 1/P T 🡪 V= KT/P 🡪 VPT = K V1P1T1 = V2P2T2 🡪 V1P1T2 = V2P2T1

LEY DE AVOGADRO

Relación entre la cantidad de gas y su volumen

Descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX

establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

V/n =K

LEY DE GAY-LUSSAC

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante.

Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800.

Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor

P/T K

LEY DE CHARLES

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante.

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura

Establece que la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante. Cuando se aumenta la temperatura, el volumen del gas también aumenta y que al enfriar el volumen disminuye. El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas

Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

V/T = K

LEY DE BOYLE

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura.

Descubierta por Robert Boyle en 1662.

Establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

¿Por qué ocurre?

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Expresión Matemática:

P.V = K