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2 LEY DE LOS GASES IDEALES
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases,
de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una
cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de
libertad microscópicos están asociados con el concepto de
orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas
en una red, y su libertad está restringida a pequeñas
vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un
gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se
mueven aleatoriamente, y solo están limitadas por las paredes
del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las
variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables
incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).
La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a
temperatura constante es inversamente proporcional a la
presión. La ley de Charles y Gay-Lussac afirma que el volumen
de un gas a presión constante es directamente proporcional a
la temperatura absoluta. La combinación de estas dos leyes
proporciona la ley de los gases ideales pV = nRT (n es el
número de moles), también llamada ecuación de estado del gas
ideal. La constante de la derecha, R, es una constante
universal cuyo descubrimiento fue una piedra angular de la
ciencia moderna.
3 TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes
empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica.
El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de
posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente,
la variable macroscópica V representa el espacio disponible
para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que
puede medirse con manómetros situados en las paredes del
recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que
experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y
rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la
energía cinética media de las moléculas, por lo que depende
del cuadrado de su velocidad. La reducción de las variables
macroscópicas a variables mecánicas como la posición,
velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas,
que pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica
de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas
de los gases. En general, esto resulta ser cierto.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases
con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los
gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de
estado del gas ideal, la teoría cinética también puede
emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases,
entre ellas la distribución estadística de las velocidades
moleculares y las propiedades de transporte como la
conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la
viscosidad.
3.1 Ecuación de Van der Waals
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta:
los gases reales no se comportan exactamente así. En algunos
casos, la desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas
ideal nunca podría convertirse en líquido o sólido por mucho
que se enfriara o comprimiera. Por eso se han propuesto
modificaciones de la ley de los gases ideales, pV = nRT. Una
de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación
de estado de Van der Waals (p + a/v2)(v - b) = RT, donde v =
V/n, y a y b son parámetros ajustables determinados a partir
de medidas experimentales en gases reales. Son parámetros de
la sustancia y no constantes universales, puesto que sus
valores varían de un gas a otro.
La ecuación de Van der Waals también tiene una interpretación
microscópica. Las moléculas interaccionan entre sí. La
interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace
ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece a
distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe
corregirse para considerar las fuerzas atractivas y
repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas
tiene el efecto de excluir a las moléculas vecinas de una
cierta zona alrededor de cada molécula. Así, una parte del
espacio total deja de estar disponible para las moléculas en
su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace
necesario restar este volumen de exclusión (b) del volumen del
recipiente; de ahí el término (v - b).
3.2 Transiciones de fase
A temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular se
hace menor) y presiones altas o volúmenes reducidos (que
disminuyen el espacio entre las moléculas), las moléculas de
un gas pasan a ser influidas por la fuerza de atracción de las
otras moléculas. Bajo determinadas condiciones críticas, todo
el sistema entra en un estado ligado de alta densidad y
adquiere una superficie límite. Esto implica la entrada en el
estado líquido. El proceso se conoce como transición de fase o
cambio de estado. La ecuación de Van der Waals permite estas
transiciones de fase, y también describe una región de
coexistencia entre ambas fases que termina en un punto
crítico, por encima del cual no existen diferencias físicas
entre los estados gaseoso y líquido. Estos fenómenos coinciden
con las observaciones experimentales. En la práctica se
emplean ecuaciones más complejas que la ecuación de Van der
Waals.
La mejor comprensión de las propiedades de los gases a lo
largo del último siglo ha llevado a la explotación a gran
escala de los principios de la física, química e ingeniería en
aplicaciones industriales y de consumo.
Artículo enviado
por Leticia Berbis Rozalén, Valencia, España.
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