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Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta concentración de energía cinética.
Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura.
Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:
Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a la que se mueven sus moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.
A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.
Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.
Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas, el volumen del gas varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:
Matemáticamente se puede expresar así: \({\displaystyle PV=k\,}\)
donde \({\displaystyle k\,}\) es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante \({\displaystyle k\,}\) para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: \({\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,}\)
donde:
\({\displaystyle P_{1}={\text{Presión inicial}}\,}\)
\({\displaystyle P_{2}={\text{Presión final}}\,}\)
\({\displaystyle V_{1}={\text{Volumen inicial}}\,}\)
\({\displaystyle V_{2}={\text{Volumen final}}\,}\)
Además, si se despeja cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:
\({\displaystyle P_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{V_{1}}}\qquad V_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{P_{1}}}\qquad P_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{V_{2}}}\qquad V_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{P_{2}}}\,}\)
A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin.
Matemáticamente la expresión sería:
\({\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}} \) o \( {\displaystyle {\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}}\)
en términos generales:
\({\displaystyle V_{1}\cdot T_{2}=V_{2}\cdot T_{1}}\)
La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura en kelvin:
\({\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}}\)
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote.
Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:
\({\displaystyle \qquad {\frac {PV}{T}}=C}\)
De la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales. Su expresión matemática es:
\({\displaystyle PV=nRT}\)
siendo \({\displaystyle P}\) la presión, \({\displaystyle V}\) el volumen, \({\displaystyle n}\) el número de moles,\( {\displaystyle R}\) la constante universal de los gases ideales y \({\displaystyle T}\) la temperatura en kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmósfera de presión y a 273 K, como 22,4 L se obtiene el valor de R = 0,082 atm·L·K−1·mol−1
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
De esta ley se deduce que un mol (6,022 x 1023 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
La teoría cinética de los gases es una teoría física y química que explica el comportamiento y propiedades microscópicas de los gases (ley de los gases ideales), a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares microscópicos.
La teoría cinética se desarrolló con base de los estudios de físicos como Daniel Bernoulli en el siglo XVIII, Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.
Esta rama de la física describe las propiedades térmicas de los gases. Estos sistemas contienen números enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio. Las técnicas para relacionar el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la mecánica estadística.
Texto wikipedia.
Imagen:
Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta concentración de energía cinética.
Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura.
Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:
Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a la que se mueven sus moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.
A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.
Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.
Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas, el volumen del gas varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:
Matemáticamente se puede expresar así: \({\displaystyle PV=k\,}\)
donde \({\displaystyle k\,}\) es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante \({\displaystyle k\,}\) para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: \({\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,}\)
donde:
\({\displaystyle P_{1}={\text{Presión inicial}}\,}\)
\({\displaystyle P_{2}={\text{Presión final}}\,}\)
\({\displaystyle V_{1}={\text{Volumen inicial}}\,}\)
\({\displaystyle V_{2}={\text{Volumen final}}\,}\)
Además, si se despeja cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:
\({\displaystyle P_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{V_{1}}}\qquad V_{1}={\frac {P_{2}V_{2}}{P_{1}}}\qquad P_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{V_{2}}}\qquad V_{2}={\frac {P_{1}V_{1}}{P_{2}}}\,}\)
A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin.
Matemáticamente la expresión sería:
\({\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}} \) o \( {\displaystyle {\frac {V_{1}}{V_{2}}}={\frac {T_{1}}{T_{2}}}}\)
en términos generales:
\({\displaystyle V_{1}\cdot T_{2}=V_{2}\cdot T_{1}}\)
La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura en kelvin:
\({\displaystyle {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}}\)
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote.
Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:
\({\displaystyle \qquad {\frac {PV}{T}}=C}\)
De la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales. Su expresión matemática es:
\({\displaystyle PV=nRT}\)
siendo \({\displaystyle P}\) la presión, \({\displaystyle V}\) el volumen, \({\displaystyle n}\) el número de moles,\( {\displaystyle R}\) la constante universal de los gases ideales y \({\displaystyle T}\) la temperatura en kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmósfera de presión y a 273 K, como 22,4 L se obtiene el valor de R = 0,082 atm·L·K−1·mol−1
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
De esta ley se deduce que un mol (6,022 x 1023 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
La teoría cinética de los gases es una teoría física y química que explica el comportamiento y propiedades microscópicas de los gases (ley de los gases ideales), a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares microscópicos.
La teoría cinética se desarrolló con base de los estudios de físicos como Daniel Bernoulli en el siglo XVIII, Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.
Esta rama de la física describe las propiedades térmicas de los gases. Estos sistemas contienen números enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio. Las técnicas para relacionar el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la mecánica estadística.
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