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bibliográficas]
Las leyes de los gases se desarrollaron a finales del siglo XVIII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que se podían obtener relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, lo que sería una aproximación para todos los gases. Ducha relación no sería azarosa, aunque como todas las medidas físicas reales, tampoco debes esperar que los resultados de las réplicas de un experimento sean exactamente iguales. Sin embargo, al redondear los valores teniendo en cuenta la precisión de los instrumentos de la época era posible establecer relaciones simples.
En 1662, Robert Boyle estudió la relación entre el volumen y la presión de un gas de cantidad fija a temperatura constante. Observó que el volumen de una masa dada de un gas es inversamente proporcional a su presión a temperatura constante. Lo anterior puede escribirse empleando lenguaje moderno como:
Donde P(i) es la presión de un gas (i), V(i) el volumen del mismo gas y KmB es la constante molar de Boyle, que asumirá valores que dependen de la temperatura. La ley de Boyle, publicada en 1662, establece que, a temperatura constante, el producto de la presión y el volumen de una masa dada de un gas ideal en un sistema cerrado es siempre constante. Puede verificarse experimentalmente utilizando un manómetro y un recipiente de volumen variable. También se puede derivar de la teoría cinética de los gases: si un recipiente, con un número fijo de moléculas en su interior, se reduce en volumen, más moléculas golpearán un área determinada de los lados del recipiente por unidad de tiempo, lo que provocará una mayor presión.
Guillaume Amontons (1663–1705) investigó hacia 1702 la relación entre
presión y temperatura en los gases, aunque carecía de termómetros precisos.
Aunque sus resultados fueron, en el mejor de los casos, semicuantitativos,
estableció que la presión de un gas aumenta aproximadamente un tercio entre las
temperaturas de frío y el punto de ebullición del agua. Este fue un paso
sustancial hacia las leyes de gas posteriores y, en particular, la ley de
Gay-Lussac. Su trabajo lo llevó a especular que una reducción suficiente de la
temperatura conduciría a la desaparición de la presión. Aunque estuvo cerca de
encontrar el cero absoluto: la temperatura teórica por la cual el volumen de
aire en su termómetro de aire se reducirá a cero (estimado por él como
Daniel Gabriel Fahrenheit (1686–1736) diseñó un termómetro de mercurio en
vidrio en 1714 y desarrolló una escala de temperatura que ahora lleva su
nombre. Los tres puntos de calibración utilizados son una mezcla congelante de
hielo / sal (0 ° F), una mezcla de agua / hielo (32 ° F) y la temperatura del
cuerpo humano (96 ° F). Anders Celsius (1701–1744) desarrolló en 1742 una nueva
escala de temperatura basada en los puntos de congelación y ebullición del agua.
Celsius asignó un valor de 100° para el punto de congelación y 0° para el punto
de ebullición. Un año después de su muerte, la escala se invierte para hacerla
más práctica. James Six (1731–1793) inventó en 1780 un termómetro que permitió
medir temperaturas máximas y mínimas durante un período de tiempo determinado.
Demostró ser de gran utilidad para los meteorólogos, y el diseño básico sigue
en uso hoy en día.
Con el reciente desarrollo de termómetros precisos, Jacques Charles
(1746-1823) puede investigar la relación entre el volumen de un gas y su
temperatura en 1787. Descubriendo con claridad una relación de proporción
lineal entre el volumen y la temperatura de un gas. Como todas las leyes, tiene
una forma estática y otra dinámica. La forma estática es la siguiente:
El interés de John Dalton (1776-1844) en el clima lo motiva a estudiar
gases. Es el primero en observar que la presión de una mezcla de gases P es la suma de las presiones de los diversos gases en la
mezcla (∑pi) hacia 1801.
Hacia 1803 William Henry (1774-1836) descubrió que la solubilidad de un gas en
un líquido es directamente proporcional a la presión del gas. La Ley de Henry
toma la forma estática de:
Tenga en cuenta que la solubilidad adquiere las mismas unidades que una
concentración. En 1808 Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850) estableció que la
presión de un gas cerrado es directamente proporcional a su temperatura,
confirmando las observaciones de Amontons.
Amedeo Avogadro (1776-1856) en 1811 amplía el trabajo de Gay-Lussac al
proponer dos ideas fundamentales, la primera es que los gases consisten en
partículas muy pequeñas llamadas moléculas. Su ley establece que volúmenes
iguales de gases en las mismas condiciones de temperatura y presión contienen
cantidades iguales de moléculas. Esta idea fue conocida como la hipótesis de
Avogadro.
La constante en la hipótesis de Avogadro no es lo que denominamos
actualmente la constante de Avogadro, de allí que le dimos un nombre diferente.
El problema con la hipótesis de Avogadro radicaba en que no se podía contar
moléculas, por lo que tuvieron que emplear una relación compleja entre los
volúmenes de combinación y las masas de dichos volúmenes en una reacción
química, con lo que nació el concepto del mol. Con el mol, nace la ley de
Avogadro que conocemos en su forma estática como:
Deducción de la ley de los gases ideales
En 1834 Émile Clapeyron (1799-1864) puede
combinar las leyes de Boyle, Charles y Avogadro en una forma conocida como la
ecuación de los gases ideales. Existe varias maneras de combinarlas, pero lo
más fácil es multiplicar la ley de Avogadro con la ley de Gay-Lussac.
🔎 DEMOSTRACION. Obtener la ley de los gases
ideales a partir de las leyes de los gases
Sin embargo, aunque solo usamos las leyes de Avogadro (la segunda) y la ley de Gay-Lussac, la ecuación de estado permite recuperar las otras dos leyes de Boyle y Charles, así como otras relaciones que pueden ser útiles dependiendo del contexto. En las siguientes secciones veremos como manipular la ecuación de estado de los gases ideales.
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