ECUACION DE ESTADO GASEOSO Y
GASES IDEALES.

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística.

En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable.¹ Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión),¹ ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.

Para estudiar un gas de masa m, confinado  en un recipiente de volumen V a una presión p y temperatura T, es importante conocer la relación entre estas cantidades

En general, esta relación conocida como

Ecuación de estado es bastante complicada; sin embargo, para el caso de un gas ideal es muy simple y se puede encontrar experimentalmente.

Antes de construir la ecuación de estado,

revisemos tres leyes empíricas que se observa son

satisfechas por los gases (de baja presión)

 

Leyes empiricas de los gases.

Las leyes empíricas de los gases son el resultado de numerosos experimentos que se realizaron sobre distintos sistemas gaseosos y permiten predecir el comportamiento de los gases.

LEY DE BOYLE (relación presión- volumen). Robert Boyle descubrió en 1662 que a medida que disminuia el volumen (V) de un gas (a temperatura y masa constante) la presión (P) aumentaba.

Además, para distintos gases, en distintas condiciones de temperatura y cantidad de sustancia, se cumplía que la presión por el volumen daban siemprela misma constante.

 

 

 

 

LEY DE CHARLES (relación temperatura-volumen). En 1787 Jack Charles estudió la relación entre volumen y temperatura de una muestra de gases a presión constante. Observó que cuando se aumentaba la temperatura (T), el volumen (V) del gas aumentaba.

 

 

 

 

 LEY DE GAY-LUSSAC (relación entre temperatura y presión). A principios de 1800 Joseph Louis Gay-Lussac estableció la relación entre temperatura (T) y presión (P) para un sistema de gas a volumen constante, encontrando que al aumentar la temperatura, la presión del gas también aumentaba.

Esto se puede entender facilmente, pensando que la temperatura es una medida de la energía cinética de los gases, o sea del movimiento. A menor temperatura, las partículas del gas se mueven más lentamente, chocando con menor frecuencia con las paredes del recipiente y por lo tanto la presión es menor.

 

 

 

 

 

LEY DE AVOGADRO (relación entre cantidad de gas y volumen). En 1811, Avogadro observó que si se tienen dos recipientes del mismo volumen en iguales condiciones de  presión y temperatura, el número de moléculas en ambos recipientes va a ser la misma (aunque los gases sean distintos).

 

De esta hipótesis se deduce que cuando se aumenta el número de moles de un gas (n), manteniendo la temperatura y presión constante, el volumen (V) de dicho gas también aumenta.