Los gases ideales o perfectos están formados por partículas de

tamaño cero y sin interacción alguna entre ellas.

Pueden ser considerados como ideales los gases que contienen

partículas con dimensiones despreciables frente a la distancia media

que las separa, y con una interacción entre ellas muy pequeña. Para

ellos los gases han de encontrarse en condiciones alejadas a las

de condensación.

Ley de Avogadro

En determinadas condiciones de presión y temperatura,

el volumen que ocupa un gas es directamente

proporcional al número de moles del mismo:

V = K n

El conde Amadeo

Avogadro (1776 -

1856)

Físico italiano. Fue

profesor de Física en la

universidad de Turín.

Ley de Boyle y Mariotte

A temperatura constante, la presión que ejerce una

determinada cantidad de gas es inversamente proporcional

al volumen que ocupa:

P = k / V

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 : P1 V1 = P2 V2

Ley de Boyle con un globo, agua y una botella de plástico

Robert Boyle (1627-1691)

Científico irlandés. Llegó a ser

director de la Compañía de las

Indias Occidentales y fundó el

Colegio Invisible, que acabó

convirtiéndose en la Royal

Society de Londres, dedicada

al estudio de la naturaleza.

Edme Mariotte (1630-1684)

Abad francés, fue miembro

de la Académie de Sciences

de París y uno de los

pioneros en la medida de la

presión atmosférica y en

hacer previsiones

meteorológicas a partir de

ella. En 1676 publicó la

confirmación experimental

de la ley de Boyle.

Ley de Charles

A presión constante, el volumen ocupado por una determinada

cantidad de gas es directamente proporcional a su

temperatura absoluta: V = k T

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 :

V1 = V2

T1 T2

Inflar un globo sin soplar

A volumen constante, la presión ejercida por una

determinada cantidad de gas es directamente proporcional

a su temperatura absoluta: P = k T

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 :

P1 = P2

T1 T2

Ley de Charles y Gay Lussac

Jacques Alexandre César

Charles (1746 - 1823)

Perfeccionó los globos

aerostáticos de los hermanos

Montgolfier llenándolos de

hidrógeno en lugar de usar aire

caliente. Descubrió la ley de

variación de la presión de los

gases a volumen constante, pero

no llegó a publicar su ley. Sí que

lo hizo en 1802, otro francés

también aficionado a la

aerostática, Louis Joseph Gay-

Lussac (1778-1850).

Jacques Alexandre César Charles creó un globo inflado con hidrógeno, gas

descubierto por Henry Cavendish en 1766, que se obtenía al mezclar ácido

sulfúrico con limaduras de hierro y que era muy inflamable, lo que hacía

bastante peligroso el artefacto.

El 27 de agosto de 1783, en París, el globo de Charles permaneció en el aire

durante 45 minutos, aterrizando a una distancia de 25 kilómetros, donde unos

aldeanos que creyeron que se trataba de un ingenio del diablo lo destruyeron.

El 1 de diciembre de 1783 se congregó en torno al jardín de las

Tullerías una de las mayores aglomeraciones humanas de la historia de

París; según algunas fuentes, la multitud allí reunida llegó a 400.000

personas. Todos querían asistir a un espectáculo que nadie habría

imaginado pocos años antes: el de dos hombres que se disponían a

elevarse hasta los cielos a bordo de un enorme globo de hidrógeno.

Desde hacía días, en la ciudad no se hablaba de otra cosa y la prensa se

había hecho amplio eco del acontecimiento. La simple vista del globo

antes de su despegue causaba asombro. De color rosa y amarillo, medía

más de nueve metros de altura y estaba envuelto completamente por

una red de malla cuadrada. En el extremo inferior se había colocado

una barquilla de mimbre donde irían los «pilotos»: el profesor Jacques

Charles y su ayudante Nicolas-Louis Robert.

Recreación del primer vuelo aerostático tripulado.

El vuelo se realizó con un globo de aire caliente,

invento de los hermanos Joseph y Jacques Montgolfier

(15 de octubre de 1783)

Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850)

Químico y físico francés conocido por sus

estudios sobre las propiedades físicas de

los gases. Fue, desde 1808 hasta 1832,

profesor de física en la Sorbona.

En 1804 realizó una ascensión en globo

para estudiar el magnetismo terrestre y

observar la composición y temperatura

del aire a diferentes altitudes.

En 1809 Gay-Lussac trabajó en la

preparación del potasio y el boro e

investigó las propiedades del cloro y del

ácido cianhídrico. En 1831 fue elegido

miembro de la Cámara de los Diputados y

en 1839 del Senado.

Combinando las tres ecuaciones anteriores podemos obtener la

ecuación general de los gases perfectos: P V = cte

T

Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2:

Ecuación general de los gases perfectos

Puesto que el valor de la constante es independiente de las condiciones de

presión y temperatura del gas, podemos calcularlo para 1 mol de gas en

condiciones normales (0ºC y 1 atm). Para ello tendremos en cuenta que en

dichas condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. A dicha constante se

le llama constante de los gases perfectos y su valor es :

R = PoVo = 1 atm 22,4 L .mol -1 = 0,082 atm L mol-1 K-1

= 8,31 J mol-1 K-1

To 273,15 K

Ecuación de estado de los gases ideales

Si en lugar de un mol consideramos n moles, el volumen (en unas

condiciones dadas) y por tanto la constante es n veces mayor, con lo cual

la ecuación general puede ser rescrita de la forma:

p V = n R T

Ley de Dalton (1801)

La presión total de una mezcla de

gases es igual a la suma de las

presiones parciales de los gases

constituyentes:

P total = p1 + p2 +……..+ pn

Se entiende como presión parcial

de un gas en una mezcla la que

éste ejercería si ocupara, él solo, el

volumen que ocupa toda la mezcla

a la misma temperatura.

Presión parcial de un gas

Presiones parciales y fracciones molares

Supongamos una mezcla formada por n1 moles de un gas y n2 moles de otro, de

forma que la mezcla ocupa un volumen total V.

El primer gas ejercerá una presión parcial p1 = n1 R T

V

El segundo ejercerá una presión parcial p2 = n2 R T

V

La presión total de gas será, según la ley de Dalton:

ptotal = p1 + p2 = (n1 + n2) R T = n R T

V V

Vemos por tanto que p1 = n1 pt = X1 pt y p2 = n2 pt = X2 pt

n n

siendo X1 y X2 las fracciones molares de cada gas.

La toería cinético - molecular de los gases

Esta teoría, desarrollada a finales del siglo XlX, se basa en los siguientes

postulados:

• Los gases están constituidos por partículas que ocupan un volumen muy

pequeño en relación al volumen del recipiente. Las partículas están por tanto

muy separadas entre sí por lo que las fuerzas de atracción entre ellas son

muy débiles.

• Las partículas están en continuo movimiento caótico, chocando entre sí y

contra las paredes del recipiente que contiene el gas y ejerciendo presión

sobre él.

• La Ec media de las partículas es directamente proporcional a la

temperatura absoluta del gas.

Esta teoría justifica el comportamiento de los

gases ideales

Si, manteniendo la temperatura constante, comprimimos el gas, de manera

que su volumen disminuye, las partículas tienen menos espacio para

moverse, las colisiones se hacen más frecuentes y la presión del gas

aumenta.

Si la temperatura de un gas permanece constante, la presión

aumenta al disminuir el volumen y viceversa.

Si manteniendo la presión externa constante, aumentamos la temperatura

del gas, las partículas se mueven más rápidamente y golpean el émbolo

desplazándolo. Se produce así un aumento del volumen del gas.

Si la presión de un gas permanece constante, su volumen

aumenta al elevarse la temperatura.

Si, manteniendo constante el volumen del recipiente, calentamos el

gas, la velocidad de las partículas aumenta, las colisiones contra las

paredes se hacen más frecuentes y fuertes y se eleva la presión del

gas, presión que puede medirse mediante un manómetro conectado

al recipiente.

Si el volumen de un gas permanece constante, la

presión se incrementa al aumentar la temperatura y

viceversa.

Aprende jugando

Curso de formación Curso 2012/2013: Diseño de presentaciones y su publicación en la web