Ley de los Gases Ideales

La ley de los gases ideales combina la ecuación de los gases ideales con la teoría cinética de los gases para explicar cómo se comporta un gas ideal. También nos muestra la relación entre la presión, el volumen y la temperatura de un gas.

• En este artículo hablaremos de la relación entre las propiedades de un gas.
• Aprenderás sobre la ley de los gases ideales y cómo utilizar su ecuación.
• Veremos las suposiciones de la Teoría Cinética de los Gases y aprenderemos la diferencia entre los gases reales y los gases ideales.
• Por último, conocerás las limitaciones de la ley de los gases ideales.

Los Gases

Los gases tienen tres propiedades naturales: volumen, presión y temperatura. Los científicos saben, desde hace tiempo, que existe una relación entre estas tres propiedades. Las partículas del gas se mueven constantemente en una dirección hasta que chocan con algo. Cuando se pone un gas en un recipiente —por ejemplo, un bote de spray— las partículas se mueven dentro y chocan con los lados del bote de spray. Cuando las partículas de un gas rebotan en el interior de un recipiente, se crea una presión; la presión depende, entonces, de la frecuencia y la velocidad de estos rebotes de las partículas.

Puedes aumentar la presión haciendo el recipiente más pequeño. Las moléculas de gas no tienen tanto espacio para desplazarse, por lo que chocan con las paredes más a menudo. También puedes aumentar la presión en un recipiente de gas añadiendo más gas; más gas significa más partículas que rebotan en la pared del recipiente, lo que aumenta la presión.

Asimismo, el aumento de la temperatura del gas incrementa la presión. Cuanto más calientes están las moléculas de gas, más rápido se mueven, y más a menudo chocan con las paredes de un recipiente. Por eso, los botes de aerosol explotan cuando se calientan.

¿Qué factores que afectan al volumen de un gas?

Cuando hablamos del volumen que ocupa un gas, debemos tener en cuenta la temperatura, la presión y la cantidad de gas:

• Las partículas de gas a mayor temperatura se mueven más rápido y ocupan más espacio.

• Los gases a alta presión se comprimen y ocupan menos espacio.

• Cuantas más partículas (o moles) haya en un gas, más volumen ocupará.

Podemos resumir esto diciendo que:

• La temperatura y el volumen tienen una relación proporcional (a medida que uno aumenta, también lo hace el otro).
• El número de moles y el volumen tienen una relación proporcional.
• La presión y el volumen tienen una relación inversa (a medida que uno aumenta el otro disminuye).

Definición de la ley de los gases ideales

La ley de los gases ideales combina la ecuación de los gases ideales con la teoría cinética de los gases, para explicar cómo se comporta un gas ideal. También nos muestra la relación entre la presión, el volumen y la temperatura de un gas en condiciones estándar.

La ley de los gases ideales: Ecuación

La ecuación de los gases ideales es: PV = nRT

Donde:

• P = presión

• V = volumen

• n = número de moles

• R = la constante de los gases ideales

• T = temperatura

Las magnitudes de la ecuación de los gases ideales se pueden expresar mediante diferentes unidades; entre estas, las más importantes son las unidades estándar del Sistema Internacional (SI): presión en Pascales (Pa), volumen en metros cúbicos (m³) y la constate de los gases ideales (R) en . Sin embargo, en los cálculos de los gases ideales frecuentemente se emplean otras unidades de uso común como: Presión en atmósferas (atm), volumen en litros (L) y la Constate de los gases ideales R en

Presión

La presión estándar de un gas ideal es igual a 1 atm o 101325 Pa (101,325 KPa). Dada la ecuación de los gases ideales, la presión es igual a

Volumen

En condiciones estándar de temperatura (275,15 ºK) y presión (1 atm) —o TPE—, un mol de un gas ideal tendrá un volumen de 22,8 L. Despejando el volumen en la ecuación de los gases ideales, tenemos que

Número de moles

El número de moles de un gas es igual al cociente de la masa de la muestra; en este caso, la masa del gas dividida entre la masa molar (que es la masa de 1mol del gas), por lo que su fórmula es. Se puede calcular como

Constante de los gases ideales

La constante de los gases ideales es una constante fìsica universal, resultado de la relación entre las diferentes variables que constituyen la ley de los gases ideales: número de moles, presión, temperatura y volumen.

Temperatura

La temperatura generalmente se expresa en grados Kelvin (K), recordando que el valor estándar de la temperatura es 273,15 °K o 0 °C. Para convertir grados Celsius a grados Kelvin, aplicamos la fórmula ºK = ºC + 273,15. La temperatura de un gas es

¿Cómo calcular la constante de los gases ideales?

Para calcular la constante de los gases ideales, debemos despejar R de la ecuación y resolver la ecuación usando los valores estándar de cada una de sus variables:

La ecuación reordenada en función de la constante es:

Al reemplazar cada una de las variables, tenemos que:

Para convertir R a las unidades del SI, realizamos la siguiente operación:

Ley de los gases ideales: Ejemplos

Podemos utilizar la ecuación de los gases ideales para calcular el volumen molar de un gas.

Es decir, el volumen de 1 mol de un gas ideal a 0 °C y 1 atmósfera de presión (temperatura y presión estándar):

0 °C igual a es 237 K

T = 237 K

1 atm es 101325 Pa

P = 101325 Pa

Queremos calcular el volumen de 1 mol:

n = 1

R = 8,31441

PV = nRT

V = 0,0224 m³

Por tanto, a temperatura y presión estándar (STP), ¡un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros!

También podemos obtener la masa relativa de la fórmula utilizando la ecuación de los gases ideales. Cuidado, ¡esta es un poco complicada!

¿Qué es la teoría cinética de los gases?

La teoría cinética de los gases nos ayuda a entender cómo se comportan los gases ideales. Los gases contienen pequeñas partículas que se mueven al azar, rápida y constantemente; por eso chocan, regularmente entre sí.

Supuestos de la teoría cinética

La teoría cinética asume el comportamiento de los gases que cumplen una lista de comprobación definida a temperatura y presión estándar. Estos supuestos son:

1. Los gases están formados por pequeñas partículas que se mueven aleatoria y constantemente.

2. Las partículas de gas chocan regularmente, entre sí y con las paredes del recipiente.

3. Sus colisiones son elásticas: no pierden energía al chocar.

4. Hay mucho espacio entre cada partícula: Las partículas son como pequeños puntos, en comparación con el espacio que las separa.

5. Las partículas de gas no tienen fuerzas interactivas (atracción o repulsión) entre ellas.

6. La velocidad de una partícula de gas depende de la temperatura del gas.

¿Cuáles son las diferencias entre los gases ideales y los gases reales?

Un gas ideal es un gas imaginario o teórico. Decimos que un gas es ideal cuando:

A temperatura y presión estándar, la mayoría de los gases reales se comportan de forma ideal.

Has aprendido que la mayoría de los gases obedecen las suposiciones de la teoría cinética de los gases y satisfacen la ecuación de los gases ideales a temperatura y presión estándar. Sin embargo, esto no es cierto para todos los gases:

Limitaciones de la ecuación de los gases ideales

¿Qué ocurre cuando un gas no se comporta de forma ideal? Los gases ideales existen bajo los supuestos de la teoría cinética de los gases. Pero, en ciertas condiciones, dejan de ser ideales.

• Para empezar, la teoría cinética supone que el volumen que ocupa un gas ideal es despreciable. Pero, en realidad, ¡las moléculas de los gases sí ocupan espacio! Esto se nota más cuando se comprime un gas a altas presiones. Imagina que las partículas del gas se aplastan tanto que no tienen por dónde moverse.

• Además, la teoría cinética también asume que las moléculas de un gas ideal no tienen fuerzas intermoleculares entre ellas. ¡Eso no puede ser cierto para ningún gas! ¿Cómo podríamos condensar un gas en un líquido si no fuera así? Si la temperatura es lo suficientemente baja, todos los gases se convierten en líquido. Esto se debe a que las moléculas se mueven más lentamente a bajas temperaturas. Lo suficientemente lentas como para que formen fuerzas interactivas entre ellas.