Constante ideal de los gases
Isotermas de un gas ideal para diferentes temperaturas. Las líneas curvas son hipérbolas rectangulares de la forma y = a/x. Representan la relación entre la presión (en el eje vertical) y el volumen (en el eje horizontal) para un gas ideal a diferentes temperaturas: las líneas que están más alejadas del origen (es decir, las líneas que están más cerca de la esquina superior derecha del diagrama) corresponden a temperaturas más altas.
Se muestran las colisiones moleculares dentro de un recipiente cerrado (un depósito de propano) (derecha). Las flechas representan los movimientos aleatorios y las colisiones de estas moléculas. La presión y la temperatura del gas son directamente proporcionales: A medida que aumenta la temperatura, la presión del gas propano aumenta en el mismo factor. Una consecuencia sencilla de esta proporcionalidad es que en un día caluroso de verano, la presión del depósito de propano será elevada, por lo que los depósitos de propano deben estar dimensionados para soportar tales aumentos de presión.
El estado de una cantidad de gas viene determinado por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación los relaciona de forma sencilla en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: la unidad SI apropiada es el kelvin[4].
Constante específica del gas hidrógeno
La constante molar de los gases (también conocida como constante de los gases, constante universal de los gases o constante ideal de los gases) se designa con el símbolo R o R. Es el equivalente molar de la constante de Boltzmann, expresada en unidades de energía por incremento de temperatura por cantidad de sustancia, es decir, el producto presión-volumen, en lugar de energía por incremento de temperatura por partícula. La constante es también una combinación de las constantes de la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro y la ley de Gay-Lussac. Es una constante física que aparece en muchas ecuaciones fundamentales de las ciencias físicas, como la ley de los gases ideales, la ecuación de Arrhenius y la ecuación de Nernst.
La constante de los gases es la constante de proporcionalidad que relaciona la escala de energía en física con la escala de temperatura y la escala utilizada para la cantidad de sustancia. Así pues, el valor de la constante de los gases se deriva en última instancia de decisiones históricas y accidentes en la fijación de las unidades de energía, temperatura y cantidad de sustancia. De forma similar se determinaron la constante de Boltzmann y la constante de Avogadro, que relacionan por separado la energía con la temperatura y el número de partículas con la cantidad de sustancia.
Constante molar de los gases
La ley universal de los gases se cumple íntegramente en los gases ideales. Según esta ley, el volumen de una cantidad dada de gas es directamente proporcional al número de moles de gas, directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional a la presión. pV = nRT, en otras palabras.
Émile Clapeyron la expresó inicialmente en 1834 como una combinación de la ley empírica de Boyle, la ley de Charles y la ley de Avogadro. La forma combinada de la ley, a menudo conocida como ley universal de los gases, es la forma completa más básica.
PV = nRT es la fórmula de la ecuación universal de los gases. En esta ecuación, P denota la presión del gas ideal, V denota el volumen del gas ideal, n es la cantidad total de gas ideal medida en moles, R denota la constante universal de los gases y T denota la temperatura.
Esperamos que hayas disfrutado estudiando esta lección y que hayas aprendido algo interesante sobre la Ley Universal de los Gases. Únete a nuestra comunidad de Discord para resolver cualquier duda que tengas y para relacionarte con otros estudiantes como tú. Te lo prometemos, ¡es mucho más divertido estudiar!
Unidades de la ley de los gases ideales
Muchos químicos habían soñado con disponer de una ecuación que describiera la relación de una molécula de gas con su entorno, como la presión o la temperatura. Sin embargo, se habían encontrado con muchas dificultades debido a que siempre hay otros factores que afectan, como las fuerzas intermoleculares. A pesar de ello, los químicos idearon una ecuación sencilla para estudiar el comportamiento de los gases sin tener en cuenta factores menores.
En el caso de los gases, se utilizó una famosa ecuación para relacionar todos los factores necesarios para resolver un problema de gases. Esta ecuación se conoce como la Ecuación del Gas Ideal. Como siempre hemos sabido, lo ideal no existe. En este problema, se deberían haber hecho de antemano dos suposiciones bien conocidas:
Un gas ideal es un gas hipotético soñado por químicos y estudiantes porque sería mucho más fácil si cosas como las fuerzas intermoleculares no existieran para complicar la simple Ley del Gas Ideal. Los gases ideales son esencialmente masas puntuales que se mueven en movimiento rectilíneo constante y aleatorio. Su comportamiento se describe mediante los supuestos enumerados en la Teoría cinético-molecular de los gases. Esta definición de gas ideal contrasta con la definición de gas no ideal, ya que esta ecuación representa cómo se comporta el gas en la realidad. Por ahora, centrémonos en el gas ideal.