Teoría cinética de los gases

Ahora se tratará de describir las propiedades térmicas de uno de los tipos de sistemas más simples: los gases ideales. Estos sistemas contienen números enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio. A esta ciencia se le conoce como teoría cinética y las técnicas para relacionar el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la mecánica estadística.

Ecuación de estado

Punto crítico

Se dice que una sustancia se encuentra en equilibrio en el punto crítico, cuando desaparece la frontera bien definida entre las fases líquida y gaseosa de la sustancia. A la temperatura y presión a las que esto ocurre se les conoce como temperatura crítica y presión crítica, y la densidad que alcanza se conoce como densidad crítica.

Gas Ideal

Se dice que un gas tiene un comportamiento como un gas ideal, si a temperaturas suficientemente altas y presiones suficientemente bajas, su densidad es mucho menor que la densidad crítica.

Ecuación de estado

En térmodinámica se entiende por ecuación de estado a una ecuación que describe las relaciones entre la presión, la temperatura y el volumen de un gas ideal. Como resultado de observaciones de gases reales a altas temperaturas y bajas presiones, se obtuvo la siguiente expresión para la ecuación de estado de un gas ideal:

$PV=nRT$

donde:

P es la presión a la que está sometida el gas,

V es el volumen que ocupa el gas,

n es la cantidad de moles del gas presente,

T es la temperatura absoluta del gas, y

R es la constante de los gases, cuyo valor es:

$R=8,314\left[{\frac {J}{mol.K}}\right]=0,082\left[{\frac {L.atm}{mol.K}}\right]=1,986\left[{\frac {cal}{mol.K}}\right]$

Ley de los gases ideales

Dado que n y R son constantes para cada gas, la ecuación puede expresarse de la siguiente forma:

$PV=nRT\Longrightarrow \;{\frac {PV}{T}}=nR=K$

Por lo tanto, sin un sistema que se encuentra en un estado A tiene las coordenadas P₁, V₁ y T₁, al pasar a un estado B de coordenadas P₂, V₂ y T₂, se debe cumplir que:

${\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{2}}}$

Ahora, si consideramos un proceso isobárico, entonces P₁ = P₂, y reemplazando en la ecuación anterior se tiene:

${\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{1}V_{2}}{T_{2}}}\Longrightarrow \;{\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}\Longrightarrow \;{\frac {V}{T}}=constante$

llamada Ley de Charles.

En el caso de tener un proceso isócono, los volúmenes son V₁ = V₂, lo que implica que:

${\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{1}}{T_{2}}}\Longrightarrow \;{\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}}}\Longrightarrow \;{\frac {P}{T}}=constante$

llamada Ley de Gay-Lussac.

Por último, para un proceso isotérmico, se tiene que T₁ = T₂, por lo tanto:

${\frac {P_{1}V_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}V_{2}}{T_{1}}}\Longrightarrow \;P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\Longrightarrow \;PV=constante$

llamada Ley de Boyle.

Véase también

• Calor y trabajo (Continuación del estudio de la Teoría cinética de los gases ideales).
• Calor y temperatura
• Teoría cinética
• Ley de los gases ideales
• Constante universal de los gases ideales