Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio, que no interactúan entre sí. 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.
Concepto de Gas Ideal
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
Teoría cinética de los Gases
Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. Presión y volumen: si una sube, el otro baja. La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. Lo cual significa que: El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica: En otras palabras: Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Fórmulas: P1V1=P2V2 P1= primer presión P2= segunda presión V1= primer volumen V2= segundo volumen. Ejemplo: Pistones de motor en el automóvil, existe un cambio de volumen en el pistón que genera cambios de presiones, los cuales mueven al mismo.
Ley de Boyle
La constante universal de los gases es una constante física que aparece en muchas ecuaciones, en particular en la ley de gas ideal PV nRT = . Se puede interpretar físicamente como la relación entre la escalas de energía y temperatura. Está definida como R Nk ≡ A B , donde NA es la constante de Avogadro y B k es la constante de Boltzmann. A partir del 20 de mayo de 2019, el sistema internacional está definido de tal forma que ambas constantes tienen valores exactos por definición, 23 1 6 02214076 10 mol . NA − ≡ × y 23 kB 1 380649 10 J/K . − ≡ × , por lo que el valor de la constante universal de los gases mostrado arriba también es exacto por definición.
Constante Universal de los Gases
Toma en cuenta todas las variables como fluctuantes de un estado de equilibrio a otro, sin que haya una de ellas constante. PV/T = P'V'/T' Se sigue estableciendo que la Relación de estas tres variables es constante: Presión-Volumen entre Temperatura. Fórmulas: PV/T=P'V'/T' PV= presión-volumen T= temperatura. Ejemplos: 1.-Una cantidad de gas ocupa 300ml a 283K y 750mmHg de Presión. Encontrar el Volumen en las condiciones normales: 273K y 760mmHg. 2.-Una cantidad de gas ocupa 250ml a 343K y 740mmHg de Presión. Encontrar el Volumen en las condiciones normales: 273K y 760mmHg.
Ley general del estado gaseoso
Ley de Gay-Lussac
Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. Fórmulas: P i / T i = P f / T f P i = presión inicial T i = inicial absoluta temperatura P f = presión final T f = temperatura absoluta definitiva. Ejemplo: Ollas a presión en las cuales cuando se aumenta la temperatura de la olla, el gas en el interior elevara su presión.
Es una ley de los gases que relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas a presión constante. En 1787 Charles descubrió que el volumen del gas a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en Kelvin): V = k • T (k es una constante). Fórmulas: V1/T1=V2/T2 V1= primer volumen V2= segundo volumen T1= primera temperatura T2= segunda temperatura. Ejemplos: Estado 1: 100 K y 75 ml → V/T = 0,75 = k. Estado 2: 200 K y 150 ml → V/T = 0,75 = k. Estado 3: 300 K y 225 ml → V/T = 0,75 = k.
Ley de Charles
CBTA 292 Técnico en Ofimática Física II M.C Chistrian Erik Ortiz Cil Irving Giovany Martinez Castillo 5B Actividad 4 Parcial 2
