Ley de Charles

La variación del volumen de un gas con la temperatura a presión constante, se expresa por la generalización llamada frecuentemente Ley de Gay-Lussac; en realidad J. A. C. Charles
(1787) había alcanzado conclusiones análogas, que permanecieron inéditas antes que J. L.
Gay-Lussac se diese cuenta de sus resultados en 1802 y de aquí el nombre alternativo de
Ley de Charles.

Jack Charles descubrió que a presión constante, el volumen que ocupa una muestra de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (kelvin).
Esto significa que un aumento en la temperatura absoluta de un gas produce un aumento en las mismas proporciones en su volumen y viceversa esto matemáticamente se expresa:

                                     V/T=K

Esto ocurre cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se
iguale con la exterior).

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al
comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Para una misma masa de gas a presión constante el volumen es proporcional a su temperatura absoluta.
Si aumenta la temperatura:
• Aumenta la velocidad molecular promedio
• Aumenta la fuerzas de las colisiones.

Para que la presión permanezca constante es necesario que aumente el volumen, de modo que, el número de moléculas por unidad de
volumen disminuya y la frecuencia de las colisiones disminuya. Así cuando se aumenta la temperatura del gas a P constante aumente el
volumen.

Un ejemplo práctico es cuando se vierte nitrógeno líquido (-196°C) sobre un globo, el gas atrapado en
éste se enfría y el volumen disminuye, mientras que la presión permanece constante.

LEY DE GAY-LUSSAC

Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850).

Químico y físico francés, nacido en Saint-Léonard-de-Noblat, y fallecido en París.
Su fama se debe al descubrimiento de las leyes de gases que llevan su nombre.

La cual establece, que, a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura Kelvin.
También comprobó la teoría de la capilaridad de Laplace. Cuando los gases se combinan lo hacen en una relación simple ente cada uno de los componentes y el producto final, medido bajo idénticas condiciones de temperatura y presión, nos referimos a la Ley de Gay-Lussac.

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

• Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
• Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

(El cociente entre la presión y la temperatura es constante)

FÓRMULAS PARA LA LEY DE GAY-LUSSAC.

Además puede expresarse como:

Despejando T1 se obtiene:

Despejando T2 se obtiene:

Despejando V1 es igual a:

Despejando V2 se obtiene:

Donde:

• V es el volumen
• T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin).
• k es la constante de proporcionalidad.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta expresada en Kelvin. La isócora se observa en la siguiente gráfica P - V:

Te dejamos un video para ayudarte un poco más: 

https://www.youtube.com/watch?v=v7eT2kbcYaE

Ley de Robert Boyle



La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante.
 La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

        
Donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura.

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

En el siguiente vídeo se explicara experimentalmente la ley de Boyle, para darnos cuenta como la materia es modificada de acuerdo a la ley que estableció: 

Gases: teoría cinético molecular

La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto:

1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.

2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna.

3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas.

4. Los choques de las moléculas son elásticos,  no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.

5. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones muy bajas. 

comportamiento de un gas a nivel atómico, según la Teoría cinético-molecular.

En esta teoría las palabras claves son:

Presión: Estará ligado al de los choques de las partículas sobre las paredes, debido al movimiento que llevan, presión que se ejerce sobre todas las direcciones, no existiendo direcciones privilegiadas. Así, cuantos más choques se produzcan, mayor es la presión del gas.

Temperatura: Indicará la energía cinética media de las partículas: si la temperatura de un gas es superior a otro, sus partículas por término medio, poseen mayor velocidad.

Teoría cinética de la materia.

En 1857, el físico alemán Rudolf Clausius desarrollo una teoría que describe las propiedades de la materia y su comportamiento.

Fue desarrollado para explicar la naturaleza de la materia y su comportamiento. Esta teoría se aplicó en un principio a los gases, pero puede aplicarse a los otros estados de la materia (líquido y solido).


I- La materia está formada por un conjunto de átomos y moléculas en continuo movimiento

• Solido: se mueven oscilando alrededor de posiciones fijas.
• Líquido:se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones,
• Gaseoso: se mueven libremente.

II- El tamaño de las partículas es despreciable frente a la distancia que las separa entre sí

• Sólido: las moléculas están muy juntas.
• líquido: las moléculas están más separadas.
• Gaseoso: las moléculas están totalmente separadas unas de otras.

III- Las partículas chocan entre sí, y con otras superficies, de manera elástica.

• Sólido las fuerzas de cohesión son muy grandes.
• Líquido: las fuerzas de cohesión, aunque son menos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan independizarse.
• Gaseoso: no existen fuerzas de cohesión.