Leyes de los gases

Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables constantes.

Ley de Charles

Artículo principal: Ley de Charles

La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue descubierta en 1778. Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es indirectamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin).
Esto se puede encontrar utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con calentamiento o enfriamiento [sin congelar <0] con un volumen variable (por ejemplo, un frasco cónico con un globo).

${\displaystyle V=k_{2}T\,}$

Donde T es la temperatura absoluta del gas (en kelvin) y k₂ (en m³·K⁻¹) es la constante producida.

Ley de Gay-Lussac

Artículo principal: Ley de Gay-Lussac

Postula que las presiones ejercidas por un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen son proporcionales a sus temperaturas absolutas cuando el volumen es constante.

${\displaystyle P=k_{3}T\qquad }$

Combinación y leyes de los gases ideales

Artículo principal: Ley general de los gases

Ley de Boyle establece que el producto presión-volumen es constante:

${\displaystyle PV=k_{1}\qquad (1)}$

Ley de Charles muestra que el volumen es proporcional a temperatura absoluta:

${\displaystyle V=k_{2}T\qquad (2)}$

Ley de Gay-Lussac dice que la presión es proporcional a la temperatura absoluta:

${\displaystyle P=k_{3}T\qquad (3)}$

Donde P es la presión, V el volumen y T la temperatura absoluta de un gas ideal.
Mediante la combinación de (2) o (3) podemos obtener una nueva ecuación con P, V y T.

${\displaystyle PV=k_{2}{k}_{3}{T}^{2}}$

Definiendo el producto de K₂ por K₃ como K₄ :

${\displaystyle PV=k_{4}{T}^{2}}$

Multiplicando esta ecuación por (1):

${\displaystyle {(PV)}^{2}={k}_{1}k_{4}{T}^{2}}$

Definiendo k₅ como el producto de k₁ por k₄ reordenando la ecuación:

${\displaystyle {\frac {{(PV)}^{2}}{{T}^{2}}}={k}_{5}}$

Sacando raíz cuadrada:

${\displaystyle {\frac {PV}{T}}={\sqrt {{k}_{5}}}}$

Renombrando la raíz cuadrada de k₅ como K nos queda la ecuación general de los gases:

${\displaystyle {\frac {PV}{T}}=K}$

Otras leyes de los gases

• La ley de Graham establece que la velocidad de difusión de las moléculas de gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad. En combinación con la ley de Avogadro (es decir, ya que los volúmenes iguales tienen el mismo número de moléculas), es lo mismo que ser inversamente proporcional a la raíz del peso molecular.

• La ley de Dalton de las presiones parciales establece que la presión de una mezcla de gases es simplemente la suma de las presiones parciales de los componentes individuales. Ley de Dalton es el siguiente:

${\displaystyle P_{total}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+...+P_{n}\,}$,

O

${\displaystyle P_{Total}=P_{Gas}+P_{{H}_{2}{0}}\,}$,

Donde P_Total es la presión total de la atmósfera, P_Gas es la presión de la mezcla de gases en la atmósfera, y P_H20 es la presión del agua a esa temperatura.

• La ley de Henry declara que:

volumen de un gas: Son las dimensiones del espacio que ocupa un gas. En un sistema cerrado, el gas ocupa todo el volumen del sistema. Así por ejemplo, cuando un gas es metido a un recipiente, se expande uniformemente para ocupar todo el recipiente. Cuando un gas es sacado del recipiente al ambiente tenderá a expandirse por la atmósfera.

${\displaystyle p=k_{\rm {H}}\,c}$

Véase también

• Ley de los gases ideales
• Ley de Boyle-Mariotte
• Ley de Gay-Lussac
• Ley de Charles

BIBLIOGRAFIA:
https://es.wikipedia.org/wiki/Leyes_de_los_gases