eyes de Charles y Gay-Lussac En 1802 1802,, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787 1787.. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.
Proceso isobaro (Charles) Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac.
Proceso isocoro ( Gay Lussac) Artículo principal: Segunda ley de Gay-Lussac .
Ley de Avogadro Artículo principal: Ley de Avogadro. La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que:
Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos. Una forma alternativa de enunciar esta ley es:
El volumen que ocupa ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo.
Ley De Charles Saltar a: navegación navegación,, búsqueda
La Ley de Charles y Gay-Lussac , o simplemente Ley de Charles , es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas. La ley fue publicada primero por Gay Lussac en 1875, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702. Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente proporcionales en la llamada "La segunda ley de Gay-Lussac".
donde:
V es el volumen.
T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin).
k es la constante de proporcionalidad.
Además puede expresarse como:
donde:
= Volumen inicial
= Temperatura inicial
= Volumen final
= Temperatura final
Despejando T1 se obtiene:
Despejando T2 se obtiene:
Despejando V1 es igual a:
Despejando V2 se obtiene:
Un buen experimento para demostrar esta ley es el de calentar una lata con un poco de agua, a l hervir el agua se sumerge en agua fría y su volumen cambia.
Ley de Gay-Lussac Saltar a: navegación, búsqueda
La ley de Gay-Lussac1 dice:
Si el volumen de una cierta cantidad de gas a presión moderada se mantiene constante, el cociente entre presión y temperatura (Kelvin) permanece constante:
donde:
P es la presión
T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)
Esta ley fue enunciada en 1800 por el físico y químico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
Contenido
1 Descripción
2 Validez de la ley
3 Notas
4 Véase también
Descripción Para una cierta cantidad de gas, al a umentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes f ijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante. Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión y a una temperatura temperatura hasta un nuevo valor , entonces la presión cambiará a , y se cumplirá:
al comienzo del experimento. Si variamos la
donde:
= Presión inicial
= Temperatura inicial
= Presión final
= Temperatura final
Que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la ley de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Es decir, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.
Ley de las presiones parciales Saltar a: navegación, búsqueda Este artículo trata sobre la ley de las presiones parciales. Para otros usos, véase Ley de Dalton.
Contenedor esférico de gas.
La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton ) fue formulada en el año 1803 por el físico, químico y matemático británico John Dalton. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.
Contenido
1 Definición formal
2 Concepto mediante Gases Ideales
3 Bibliografía
4 Véase también
Definición formal Se puede hacer una definición de la teoría mediante la aplicación de matemáticas, la presión de una mezcla de gases puede expresarse como una suma de presiones mediante:
o igual
Donde representan la presión parcial de cada componente en la mezcla. Se asume que los gases no tienen reacciones químicas entre ellos, el caso más ideal es con gases nobles.
donde es la fracción molar del i-ésimo componente de la mezcla total de los m componentes. La relación matemática así obtenida es una forma de poder determinar analíticamente el volumen basado en la concentración de cualquier gas individualmente en la mezcla.
Donde la expresión:
es la concentración del i-ésimo componente de la mezcla expresado en unidades de ppm.
La ley de las presiones parciales de Dalton se expresa básicamente con el siguiente enunciado: La presión total de una mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes.
Concepto mediante Gases Ideales Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y del comportamiento de las mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases son una mezcla y que actuaban de una manera mutuamente independiente. Por ejemplo si se colocan tres gases distintos en un recipiente de determinado volumen (V), se puede considerar que cada uno de estos gases ocupara todo el volumen del recipiente, es decir, conformara el volumen del recipiente y tendrán la misma temperatura. Si estudiáramos cada uno de estos gases en formas separadas, la contribución a la presión de cada componente esta directamente relacionada con el número de moles del componente y de los choques que tienen las moléculas con las paredes del recipiente. Dado que cada componente tiene el mismo volumen y la misma temperatura, la diferencia de las presiones que ejercen los tres distintos gases se deberán a los distintos números de moles. Entonces la presión que ejerce un componente determinado de una mezcla de gases se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial (Pc) para un componente consiste en nc moles a la temperatura T en el volumen V, siendo R la constante universal de los gases ideales, está dada por la expresión:
Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno de los gases que se encuentran en la mezcla encerrada en un volumen determinado y a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas c omponente se conducen de una forma diferente, la presión total que ejerza la mezcla será el resultado de todas las partículas. Se establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales. Así pues:
Siendo
la constante de los gases ideales,
la temperatura,
el volumen y
el número de moles del componente i de la mezcla.
El número de moles de un componente de la mezcla se define como el cociente entre la masa, , de dicho componente y su masa molecular, . En general, para una mezcla, el número de moles total se puede obtener de la siguiente ecuación:
Bibliografía
Angus Smith, "Memoir of John Dalton and History of the Atomic Theory"
Arnold Thackray, John Dalton: Critical Assessments of
Validez de la ley Estrictamente la ley de Gay-Lussac es válida para gases ideales y para gases reales se c umple con un gran grado de acuerdo sólo en condiciones de presión y temperaturas moderadas y bajas densidades del gas, a altas presiones la ley necesita ser corregida con términos específicos según la naturaleza del gas. Por ejemplo para un gas que satisface la ecuación de Van der Waals la ley de Gay-Lussac debería escribirse como:
El término es una constante que dependerá de la cantidad de gas en el recipiente y de su densidad, y para densidades relativamente bajas será pequeño frente a , pero no para presiones grandes.
Ley general de los gases Saltar a: navegación, búsqueda
La ley combinada de los gases o ley general de los gases es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada una de las variables termodinámicas con relación a otra mientras todo lo demás se mantiene constante. La ley de Charles establece que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales entre sí, siempre y cuando la presión se mantenga constante. La ley de Boyle afirma que la presión y el volumen son inversamente proporcionales entre sí a temperatura constante. Finalmente, la ley de Gay-Lussac introduce una proporcionalidad directa entre la temperatura y la presión, siempre y cuando se encuentre a un volumen constante. La interdependencia de estas variables se muestra en la ley de los gases combinados, que establece claramente que: La relación entre el producto presión-volumen y la temperatura de un sistema permanece constante.
Esto matemáticamente puede formularse como:
donde: p es la presión V es la volumen T es la temperatura absoluta (en kelvins) k es una constante (con unidades d e energía dividido por la temperatura) que dependerá de la cantidad de gas considerado.
Otra forma de expresarlo es la siguiente:
donde presión, volumen y temperatura se han medido en dos instantes distintos 1 y 2 para un mismo sistema. En adición de la ley de Avogadro al rendimiento de la ley de gases combinados se obtiene la ley de los gases ideales.
Ley de Avogadro Saltar a: navegación, búsqueda
La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro ) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: " Volúmenes i guales de distintas sustancias gaseosas , medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura , contienen el mismo número de particulas"
Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean éstas poliatómicas (formadas por varios átomos, como O2, CO2 o NH3) o monoatómicas (formadas por un solo átomo, como He, Ne o Ar).
Contenido
1 Antecedentes
2 Teoría de Avogadro
3 Síntesis del cloruro de hidrógeno
4 Síntesis del agua
5 Síntesis del amoníaco
Antecedentes La ley de Gay-Lussac no tenía una interpretación adecuada en relación con los postulados de la teoría atómica de Dalton. Para John Dalton y sus seguidores, las partículas que forman los elementos eran los átomos y según su hipótesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así, para e l agua suponía una fórmula HO. Según esto, un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua, en contra de los datos experimentales.[cita requerida]
Teoría de Avogadro No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto. Según la ley de Charles y Gay-Lussac esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen. La ley de Avogadro dice que: "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas"
También el enunciado inverso es cierto: "Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura". Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa molecular o mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas". El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,022212 × 10 23 y es también el número de átomos que contiene la masa atómica o mol de un elemento. Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo fue hasta que en 1860 Cannizzaro presentó en el primer Congreso Internacional de Química, e l Congreso de Karlsruhe, un artículo (publicado en 1858) sobre la hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos. Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante sencilla como se muestra en los siguientes ejemplos.
Síntesis del cloruro de hidrógeno
Esquema de la síntesis de HCl.
Experimentalmente se comprueba que un volumen de dihidrógeno reacciona con un volumen de dicloro para dar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Según lo establecido en la ley de Avogadro, a temperatura y presión c onstantes en cada volumen unidad (de dihidrógeno y de dicloro) habrá un mismo y determinado número de moléculas "N" (en nuestro ejemplo, hemos puesto seis moléculas). Como las moléculas de dihidrógeno y dicloro son diatómicas, la reacción química de síntesis del cloruro de hidrógeno consistiría en la rotura de las moléculas de dihidrógeno y dicloro y su posterior reorganización para dar doce moléculas de cloruro de hidrógeno (una por cada átomo de cloro e hidrógeno). Como hemos supuesto que en un volumen de gas ha y seis moléculas, doce moléculas corresponden a un volumen dos veces mayor. Los volúmenes de los gases reaccionantes están en la relación 1:1, mientras que el de cloruro de hidrógeno respecto al de dihidrógeno o al de dicloro está en la relación 2:1, tal como se establece la ley de Gay-Lussac.
Síntesis del agua
Esquema de la síntesis del agua (H2O).
Experimentalmente se comprueba que dos volúmenes de dihidrógeno reaccionan con un volumen de dioxígeno para dar dos volúmenes de agua.
De acuerdo con la ley de Avogadro, la reacción de síntesis del agua necesitaría que cada dos moleculas de dihidrógeno reaccionaran con una molécula de dioxígeno para obtener dos moléculas de agua. La molécula de dioxígeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de agua. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 12 moléculas de dihidrógeno (formadas por 24 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dioxígeno (formadas por 12 átomos de oxígeno en total). Si obtenemos dos volúmenes de agua (12 moléculas), cada molécula de agua debe tener de fórmula H 2O y no HO como creía Dalton.
Síntesis del amoníaco
Esquema de la síntesis del NH 3.
Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de dihidrógeno reaccionan con un volumen de dinitrógeno para dar dos volúmenes de amoníaco. Esta reacción de síntesis del amoníaco precisa que cada tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoníaco. La molécula de dinitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoníaco. Si suponemos que en un volumen de gas ha y seis moléculas, tenemos como reactivos 18 moléculas de dihidrógeno (formadas por 36 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dinitrógeno (formadas por 12 átomos de nitrógeno). Si obtenemos dos volúmenes de amoníaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH 3.
