Las leyes de los gases son un conjunto de leyes físico-químicas que describen el comportamiento de los gases cuando están en un sistema cerrado.
Estas leyes se desarrollaron a finales del siglo XVIII y relacionan matemáticamente la presión, temperatura y volumen para un gas determinado.
La ecuación de estado de un gas ideal se deriva de la teoría cinética de los gases que explica el comportamiento de las partículas de un gas (átomos y moléculas). Las partículas en movimiento (energía cinética) chocan entre sí y con las paredes del contenedor influyendo en la presión, la temperatura y el volumen.
Las leyes de los gases más importantes son:
Ley de los gases ideales
La ley de los gases ideales es una de las leyes de los gases y representa la ecuación de estado de un gas ideal . Es una buena aproximación del comportamiento de algunos gases en algunas condiciones, aunque tiene algunas limitaciones.
La ley de los gases ideales se puede expresar con la siguiente ecuación:
P·V=n·R·T
Dónde,
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P es la presión.
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V es el volumen.
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n es la cantidad de la sustancia o número de moles.
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R es una constante que depende del gas.
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T es la temperatura.
Ley de Boyle-Mariotte
La ley de Boyle-Mariotte establece que a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional al aumento de presión.
Esta ley describe la relación presión-volumen de un gas en un proceso isotérmico, es decir, sin variar la temperatura. Desde el punto de vista de la física moderna, la ley es una consecuencia de la ecuación de Clapeyron-Mendeleev.
Robert Boyle estableció experimentalmente esta ley en 1662. A su vez, Edm Mariotte la volvió a descubrir por su cuenta en 1676.
Ley de Gay-Lussac
La ley de Gay-Lussac establece que a volumen constante, la presión de una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Es decir, al aumentar la temperatura, la presión aumenta si el volumen se mantiene constante.
P / T = constante
La ley de Gay-Lussac también se conoce como la ley de la transformación isocórica porqué se realiza a volumen constante. Fue descubierta por el físico francés Jacques Charles en 1787 pero fue enunciada por primera vez por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802.
Jacques Charles demostó que cuando un gas se somete a una transformación isocórica, la relación entre su presión y temperatura se mantiene constante
La explicación molecular de la ley es que al elevar la temperatura de una cantidad de gas, la velocidad promedio de sus moléculas aumenta. Las moléculas chocan con más frecuencia contra las paredes del recipiente y tienen un impacto más fuerte, aumentando así la presión ejercida por las moléculas del gas sobre ellas.
En este sitio utilizaremos el nombre de ley de Gay-Lussac para referirnos a la relación entre presión y temperatura a volumen constante y el de ley de Charles para la relación entre volumen y temperatura a presión constante.
Ley de Charles
La ley de Charles establece que si la presión y la cantidad de un gas es inalterable, la relación entre el volumen y la temperatura se mantiene constante y son directamente proporcionales entre ellas.
V / T = constante
En ocasiones también se utiliza el nombre de Gay-Lussac para referirse a la ley de Charles que relaciona la temperatura y la presión de un gas a presión constante. En realidad, Louis Joseph Gay-Lussac anunció la ley de Charles en 1802, mientras que Jacques Charles la había descubierto 15 años antes, en 1787.
En 1702, Guillaume Amontons ya había anticipado esta relación en los gases.
Ley de Avogadro
La ley de Avogadro establece que los gases con el mismo volumen, temperatura y presión contienen el mismo número de partículas (o moléculas). Entonces, el número de moléculas en un volumen específico de gas es independiente del tamaño o la masa de las moléculas de gas.
El número de moléculas en un mol de sustancia es el número de Avogadro: aproximadamente 6.022·1023 partículas / mol.
En consecuencia, las densidades de los diferentes gases son, en las mismas condiciones de temperatura y presión, proporcionales a sus masas moleculares .
Esta ley lleva el nombre de Amedeo Avogadro, quien la planteó en 1811.
Ley de Henry
La ley de Henry, formulada por William Henry en el siglo XIX, es un principio fundamental que establece una relación entre la concentración de un gas en una solución y su presión parcial en la fase gaseosa sobre la solución.
Aunque tiene limitaciones en condiciones extremas, esta ley es ampliamente utilizada en la química, la biología, la ingeniería química y la geología para comprender y manipular la solubilidad de los gases en líquidos.
Ley de Graham
La ley de Graham, propuesta por el químico británico Thomas Graham, establece que la velocidad de difusión (o efusión) de las moléculas de gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad.
En otras palabras, los gases más ligeros se difunden o escapan más rápidamente que los gases más pesados a través de un medio poroso o a través de pequeñas aberturas
Por ejemplo, si se comparan las velocidades de difusión del helio (un gas ligero) y el xenón (un gas más pesado) a través de un globo de goma, el helio se difundirá mucho más rápido debido a su menor densidad.
Ley de Dalton (ley de presiones parciales)
La ley de Dalton, propuesta por el químico británico John Dalton, establece que la presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla. En otras palabras, cada gas en una mezcla ejerce presión como si ocupara todo el espacio solo, sin interactuar con otros gases presentes.
Por ejemplo, si tienes una mezcla de gas compuesta por oxígeno y nitrógeno, la presión total que ejerce la mezcla es la suma de las presiones parciales del oxígeno y del nitrógeno. Esta ley es fundamental en la química de gases y se utiliza en la determinación de la composición de mezclas gaseosas.