Un gas ideal se considera hoy formado por moléculas o átomos en constante movimiento. Chocan unos con otros y con las paredes del recipiente que los contiene sin hacer fuerzas entre ellos. Los gases reales no son exactamente ideales pero pueden ser descritos con mucha aproximación así. Y las leyes que los rigen tardaron tiempo en postularse.
Y un estudio histórico de esas leyes puede ser una forma de acercarse a la evolución de las que hoy rigen la Física.
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Estado gaseoso. Iniciando su estudio

Como ya se ha dicho, la Física descansa en la búsqueda de las magnitudes que gobiernan los fenómenos del mundo real y de sus relaciones entre sí. Y para encontrar estas es necesario realizar medidas de las magnitudes que intervienen.

Desde los tiempos más remotos se sabe la forma de medir algunas de ellas como masas, longitudes y tiempos. Las balanzas se usaban miles de años a.C, lo mismo que primitivos relojes y dispositivos para medir longitudes. Es seguro que, aunque el uso del pie para medirlas dicen que se remonta a la civilización sumeria, ya lo usaron los primeros humanos.

Pero para estudiar los gases se precisa medir temperaturas y presiones. Y el primer termómetro no funcionó hasta los inicios del siglo XVII, época en la que también apareció el primer medidor de presiones. Por eso el estudio de los gases no se inicia con lo que hoy se llama método científico, hasta el s.XVII

Para iniciar ese estudio pulsar continuar

Primera serie de experiencias con gases
	En los inicios del siglo XVII hicieron unas experiencias los ingleses H. Power y R. Towneley. Pero su formulación la acabaron presentando el físico británico Richard Boyle y el botánico y físico francés Edne Mariotte en el año 1676. Unas experiencias similares pueden verse pulsando en la imagen de los científicos

Es necesario esperar hasta el siglo XIX para que alguien proponga una combinación de las tres variables p, V y T . Cosa que hizo el año 1834 el físico francés Emile Clapeyron.

Intentemos averiguar lo que él propuso.

Escribamos una ecuación que contenga en un miembro las variables p, V y T de un estado y las p', V' y T' en el otro.

Pero colocadas dos como producto entre ellas y la otra como cociente, de manera que cuando una se mantenga constante, al hacerla desaparecer dividiendo o multiplicando ambos miembros por ella, queden ecuaciones que relacionan solo las dos que varían.

Que lógicamente deben adoptar las formas de las leyes de Boyle-Mariotte (p*V=cte) y de Gay Lussac (p/T=cte y V/T=cte).

Tras haberlo hecho pulsar comprobar para ver si se ha acertado

Ley general de los gases ideales.

Se ha averiguado que p/T=constante se da cuando V no varía, y que V/T=constante cuando p no cambia. Y que el producto p*V se mantiene constante para T invariable.

Luego si una masa de gas tiene unos valores de presión, volumen y temperatura p’, V’ y T’ cuando esa masa cambie a otros nuevos p, V y T unos y otros se pueden relacionar por:

(p*V)/T=(p’*V’)/T’

Eliminando la variable constante para cada caso resulta que:

Si V=V’ p/T=p’/T’ Si p=p’ V/T=V’/T’ y si T=T’ p*V=p’*V’

Por ello la relación escrita engloba a todas las anteriores y es una relación que se conoce normalmente como la

Ley de los gases ideales

En el siglo XIX se admitía ya que la materia está formada por átomos y moléculas y que los gases también lo están.

¿Se puede relacionar la ley encontrada con esta teoría?

Para buscar una respuesta posible pulsar continuar

Partículas y masas en gases ideales
Se sabe hoy que cuando un gas ideal ocupa el volumen y tiene la presión y temperatura que se ve en la imagen, posee 6,023*10^23 moléculas o átomos. Ese número (Nº de Avogadro) corresponde a una masa de gas que, expresada en gramos, coincide siempre con el valor en u.m.a.s de su masa atómica o molecular. Y a esas condiciones de presión y temperatura se las llama condiciones normales. Esa cantidad de partículas se llama mol de átomos o moléculas
Escribir la ecuación p*V/T=p’*V’/T’ usando para p’ y T’ sus valores en condiciones normales y con V’ como n*22,4 L siendo n el número de moles de gas y recordando que 1 L=0,001 m^3.
Pulsar comprobar luego para averiguar si se acertó

Ley de los gases. (Relación con la masa)

Al comparar un estado dado de un gas con otro en condiciones normales de presión 101.325 Pa y temperatura 273 K como se sabe que un mol de moléculas o átomos de ese gas ocupa

22,4 L=0,0224 m³, n moles ocuparán un volumen V’=n*0,0224. Luego la ecuación anterior se escribirá:

(p*V)/T=(101.325*n*0,0224)/273

(p*V)/T =n*8,314 o p*V=n*8,314*T

Ha sido costumbre presentar esa relación midiendo el volumen en litros y la presión en atmósferas

(1 atmósfera=101.325 Pa) por lo que se ha escrito habitualmente

(p*V)/T=(1*n*22,4)/273 p*V=n*0,082*T

(La atmósfera es la presión que hace una columna de mercurio de 0,76 m de alta)

Observar que esta ley es la misma de antes y con aquella se pueden resolver todos los problemas de gases. Las leyes de Charles, Boyle… solo tienen interés histórico y son una buena forma de presentar cómo se han encontrado las leyes de la Física. Pero no tiene ningún sentido memorizarlas

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