Trabajo de Christian Huygens

Biografia de Liebig Von Justus Vida y Obra Cientifica del Quimico

Biografia de Liebig Von Justus – Obra del Quimico

Químico y pedagogo alemán, conocido por su habilidad en el campo de la experimentación. Nació en Darmstadt, el 12 de mayo de 1803.

Muy pronto adquirió conocimientos prácticos en los procesos químicos, que completó con varias lecturas sobre el aspecto teórico y doctrinal en la materia.

A los quince años entró en una farmacia establecida en Heppenheim, cerca de su ciudad natal; pero se desengaño respecto a la utilizacion en tal empleo de los grandes principios de la química.

Estudió en las Universidades de Bonn y Erlangen, donde se doctoró en 1822. Trabajó en París con Gay-Lussac y fue profesor de la Universidad de Giessen (1824), que convirtió en el principal centro de investigaciones químicas de Europa.

Como profesor de química en la Universidad de Giessen desde 1826 hasta 1852, enseñó a algunos de los químicos más destacados de su tiempo,entre sus alumnos estuvieron von Hofmann y Kekulé

Biografia de Liebig Von Justus Quimico
La Química del siglo XIX cuenta entre sus grandes adeptos a Justo von Liebig, el cual fomentó su desarrollo tanto en el campo de la teoría como en el de las aplicaciones prácticas. Eminente profesor en las universidades de Giessen y Munich, supo dar a la ciencia química el papel que le correspondía en los centros superiores de enseñanza y, al mismo tiempo, orientar ésta hacia la experimentación y la investigación activa. Por esta causa, von Liebig ocupa también un lugar de primer rango en la revalorización del papel de las universidades como centros directores de la cultura europea.

Lueog de doctorarse pasó a París (1822) cuya ciudad, con la ayuda de Thenard, entró a trabajar en el laboratorio privado de Gualtier de Claubry profesor de química en la Escuela de Farmacia.

Mas tarde, Alejandro de Humboldt le recomendó para jet pudiera prestar su colaboración al célebre físico químico francés Gay-Lussac.

Aquí desarrolló sus primeras estudios sobre la composición de los fulminados (1824).

Humboldt le indujo a entregarse a la enseñanza de la Química.

Nombrado catedrático de esta disciplina en 1824 como profesor extraordinario, y en 1826 como numerario, de la universidad de Giessen, obtuvo del gobierno de Darmstadt la subvención necesaria para montar un laboratorio químico, al objeto de que los estudiantes se iniciaran en la práctica y la experimentación.

Liebig hizo de Giessen la escuela de quimica más famosa del mundo entero.

A sus enseñanzas acudieron gente de todos los países; pero, desde luego, su influencia fue mucho más profunda entre la juventud alemana.

En 1832 fundó los Anales de Farmacia (después Anales de Química), una de las revistas más importantes de la época en ese campo. Entre sus obras destaca Die Chemie in ihrer Anwendung auf Agrikultur und Physiologie (La Química en sus aplicaciones a la Agricultura y la Fisiología, 1840).

Veintiocho años profesó en su cátedra de Giessen; en 1852 pasó a la universidad de Munich.

Su carrera docente estuvo acompañada de una actividad científica prodigiosa. Publicó más de 318 memorias, ya solo, ya sea en colaboración con sus alumnos y en particular con F. Wóhler.

Liebig fue uno de los fundadores de la Química orgánica. Entre sus descubrimientos figuran: un método para platear el vidrio, que evitaba el envenenamiento por vapor de mercurio; la transformación instantánea del alcohol en ácido acético, y la preparación artificial del ácido tartárico.

Colaboró en los experimentos de Wóhler con el benzaldehído y juntos propusieron la teoría de los radicales orgánicos, que afirma que ciertos grupos de átomos mantienen su estructura en muchas reacciones químicas.

Sus trabajos en la quimica inorgánica fueron muy notables, pero quedan en segundo término ante su prodigiosa labor en la química orgánica.

En 1873 publicó un estudio sobre el benzoldehido que marca una época en las investigacio nes sobre los compuestos orgánicos.

Poco después, elucidaba el problema de su formación y descubría la primera glucosa, la amigdalina. Publicó varios estudio; completísimos sobre el ácido úrico (1837). Más tarde descubría diversos compuestos orgánicos, como el cloralio, el cloroformo y el aldehido fórmico, y publicaba estudios básicos sobre las series aromáticas y la teoría de los radicales.

A mayor abundamiento, dedicó sus actividades a la aplicación de las teorías químicas a los procesos fisiológicos de las plantas y de los animales.

En el campo de la Química fisiológica, construyó instrumentos para absorber el anhídrido carbónico expulsado en la respiración, que le permitieron confirmar que la energía vital se debe a la combustión de los alimentos en el interior del cuerpo.

También buscó aplicaciones químicas para la Agricultura, demostrando que las plantas absorben sustancias del aire y abogando por el uso de los fertilizantes. Inventó un método para obtener extractos de carne que se ha utilizado durante más de un siglo.

Su obra La química en su aplicación a la agricultura y a la fisiología, aparecida en 1840, constituyó una revelación trascendental y fué el punto de partida de la agricultura moderna, tanto desde el punto de vista científico como práctico.

Liebig fue presidente de la Academia de Ciencias de Berlín y en 1845 recibió el título de barón.

Distinguido por sus conciudadanos y los sabios extranjeros, ennoblecido en 1845, Liebig murió en Munich el 18 de abril de 1873.

fuente

Los Gases Nobles Propiedades y Aplicaciones Concepto de Gas

CONCEPTO DE GAS – APLICACIONES DE LOS GASES NOBLES

CONCEPTO: El gas es un estado de la materia en el que ésta llena por completo el recinto que la contiene, sea grande o pequeño, pues los cuerpos en este estado carecen de forma y volumen propios.

Esta definición, puramente fenomenológica, era la corriente hasta el establecimiento definitivo de la teoría cinética de la materia, que explica el estado gaseoso por liberación de la acción atractiva que ejercen entre sí las masas de las moléculas y por la energía cinética comunicada a éstas por el calor. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven libremente en el recinto que las contiene, rebotando contra sus paredes o chocando entre sí continuamente.

concepto de gas

Los gases son fácilmente solubles en algunos líquidos, y la cantidad disuelta es proporcional a la presión; actúan como malos conductores del calor y la electricidad, y generalmente son transparentes y de color débil.

El que un cuerpo se encuentre o no en estado gaseoso depende de la temperatura y la presión a que está sometido, pues todos los gases, al aumentar la presión o disminuir la temperatura, se pueden licuar.

Los gases perfectos se dilatan, a presión constante, y aumentan su volumen 1/273 veces por cada grado centígrado que asciende la temperatura. Los dos gases más comunes en la naturaleza son el oxígeno y el nitrógeno, principales componentes del aire.

Por definición: GASES NOBLES Conjunto de los elementos gaseosos que constituyen el grupo VIII A u O de la tabla periódica de los elementos (helio, argón, neón, criptón, xenón y radón). No presentan tendencia a combinarse con otros elementos.

LOS GASES NOBLES: Existe una familia de elementos inertes, indiferentes a los reactivos y hasta incapaces de formar moléculas que aglomeran sus propios átomos: son el argón, el criptón, el helio, el neón, el radón y el xenón.

El motivo de su inactividad o indolencia química reside en que el cortejo de electrones de su capa periférica está completo (2, 8 ó 18 según el caso). En otras palabras, no existe razón alguna para que tiendan a capturar electrones ajenos o a ceder los suyos propios.

 LAS CAUSAS DE LA REACTIVIDAD

Los seis elementos que acabamos de ver son gases, a pesar de que el peso atómico de algunos es extremadamente elevado, porque casi ninguna fuerza vincula sus moléculas.

En cambio, los demás elementos son más o menos activos porque la estructura de su átomo carece de una distribución ideal de los electrones periféricos; éstos pueden hallarse en exceso —como en el flúor y en el cloro—, o ser insuficientes con respecto al número-tipo capaz de asegurar su equilibrio.

De aquí su tendencia a unirse entre sí, o con otros elementos complementarios, para compensar su inestabilidad. Con reactivos sumamente ávidos y enérgicos se logra, venciendo grandes dificultades, sintetizar algunos compuestos de xenón «y otros gases nobles. Pero la inercia química sigue siendo la característica distintiva de estos elementos.

Recordemos que los átomos de todos los elementos sin excepción, son eléctricamente neutros, porque el número de protones del núcleo iguala al de electrones que giran en sus distintas órbitas. La reactividad química se debe exclusivamente a la necesidad de completar el número ideal de electrones de la capa periférica, por razones de equilibrio atómico, no de carga eléctrica.

ARGÓN

Peso atómico 39,944; 18 electrones en órbita. Única fuente comercial: la atmósfera; vestigios en minerales y meteoritos. Su utilización principal son las lamparillas eléctricas: no reacciona con el tungsteno incandescente, y sus moléculas detienen las partículas que éste proyecta, evitando que ennegrezcan el vidrio. En la actualidad, la soldadura con arco eléctrico y las operaciones metalúrgicas con titanio y otros metales ávidos de oxígeno, consumen más argón que la industria de fabricación de lámparas.

También se lo emplea en las válvulas electrónicas de gas (tiratrones), en los contadores Geiger, en las cámaras que miden rayos cósmicos, y como sustituto del helio en ciertos espectrógrafos de masa.

En el laboratorio se emplea en la cromatografía, cuando se trabaja con productos muy reactivos, porque es inerte. Se deduce fácilmente que la soldadura de arco de metales que arden en el aire requiere una atmósfera neutra. De ahí el éxito del argón envíos trabajos con aluminio, magnesio, titanio, aleaciones de cobre o níquel, y acero inoxidable.

También se lo emplea indistintamente con el helio, en la preparación de cristales de silicio y germanio para transistores, y se lo prefiere por su mayor abundancia. El argón constituye el 0,9 % del volumen de la atmósfera; su isótopo de peso atómico 40, que probablemente proviene de la desintegración radiactiva del potasio, forma su mayor parte. Se lo obtiene por medio de la licuefacción del aire.

CRIPTÓN

Peso atómico 83,80; 36 electrones en órbita. Única fuente comercial: la atmósfera; vestigios en minerales y meteoritos. Su uso principal son las lámparas flash para fotografía (ya en deshuso) y otros dispositivos electrónicos. Se lo mezcla con argón para llenar los tubos fluorescentes. Debido a su mayor peso molecular es superior al argón para impedir la evaporación del tunsgteno en las lamparillas eléctricas; pero es escaso y se lo reserva para los proyectores de gran brillo y eficiencia.

Existe un criptón radiactivo de peso 85 que se emplea para la medición del espesor de las láminas de metales y plásticos, y en lámparas que dan luz durante varios años, sin otra fuente de energía que su radiactividad, que excita una capa fosforescente.

En medicina sirve para revelar defectos cardíacos, porque permanece en el cuerpo solamente durante el escaso tiempo necesario para observar la anomalía. El criptón constituye sólo 1,14 partes por millón del volumen de la atmósfera. El criptón radiactivo se forma en las explosiones atómicas.

HELIO

Peso atómico 4,003; 2 electrones en su única órbita. Su mayor fuente comercial son las reservas de gas natural de los Estados Unidos, que contienen 5 % de helio. Antiguamente se empleaba en globos y dirigibles, porque no es explosivo como el hidrógeno, y su poder ascensional es el 92 % con relación a éste.

Se lo utiliza todavía en los pequeños globos meteorológicos y en los gigantescos aeróstatos que exploran los rayos cósmicos en la atmósfera superior. Como él argón, el helio se emplea mucho en la soldadura de metales reactivos.

Es además esencial para obtener fríos extremos, para reemplazar el nitrógeno en la atmósfera que respiran los buzos a grandes profundidades (véase tomo I, pdg. 79), en la terapéutica del asma, porque es mucho más fluido que el nitrógeno que habitualmente acompaña el oxígeno, y, a veces, como diluyeme inerte en la anestesia.

El helio es un refrigerante de los reactores nucleares, porque no se vuelve radiactivo; en los túneles de viento permite obtener datos sobre velocidades extremas; en las cámaras de burbujas revela partículas de elevada energía, y en los cojinetes lubricados a gas se aprovecha su viscosidad minúscula. El helio constituye 5,24 partes por millón del volumen de la atmósfera. Como la demanda excede enormemente a la producción se lo sustituye por argón, cuando es posible.

NEÓN

Peso atómico 20,183; 10 electrones en órbita. Única fuente comercial: la atmósfera; existen también algunos vestigios en minerales y meteoritos.

Cuando se produce una descarga eléctrica en el neón rarefacto, emite una brillante luz rojo-anaranjada. De ahí su uso en los llamados tubos de neón. Para obtener otros colores se añaden vapor de mercurio y alguno de los demás gases nobles.

El neón es a la vez un conductor para los altos voltajes y un interruptor cuando la tensión es baja; esto explica el uso de válvulas de neón como salvaguardia de ciertos motores eléctricos contra súbitas elevaciones de voltaje.

Se necesita muy poca potencia (vatios) para producir luz en las lámparas de neón; de aquí su uso en la iluminación nocturna contra accidentes. El neón constituye 18,18 partes por millón del volumen de la atmósfera. No se le conocen isótopos radiactivos.

RADÓN

Peso atómico 222; 86 electrones en órbita. Es un gas sumamente pesado emitido por el radio, y que, en menos de cuatro días, se reduce a la mitad por desintegración, cuyo producto último es el plomo.

Se lo utiliza en los hospitales para el tratamiento de ciertos tumores. Como el gel de sílice y otros adsorbentes lo retienen fácilmente, es cómodo purificarlo.

XENÓN

Peso atómico 131,30; 54 electrones en órbita. Única fuente comercial: la licuefacción del aire, del que sólo constituye 0,086 partes por millón. Se lo emplea en las lámparas flash de alta velocidad, porque produce un color bien equilibrado y puede usarse más de diez mil veces.

En el arco eléctrico (proyectores de cinematógrafo) la intensidad de la luz producida por el xenón es la misma que la del carbono de arco.

Absorbe fácilmente las radiaciones, y después de ello se lo mezcla con el acetileno, al que polimeriza y convierte en otras sustancias.

Es un buen anestésico de efecto fugaz: el paciente sé recupera en menos de dos minutos cuando deja de respirarlo; además puede asociarse sin peligro a otros hipnóticos explosivos como el éter, porque es inerte. Se lo emplea mucho en física nuclear pues absorbe fácilmente los neutrones; pero aún no se han resuelto sus graves inconvenientes, como el envenenamiento del combustible nuclear, cuyo ritmo de fisión disminuye gradualmente.

ESTABILIDAD IDEAL DE LAS CAPAS DE ELECTRONES EXTERIORES

Primera órbita (helio), 2 electrones. Segunda órbita (neón), 8 electrones. Tercera órbita (argón), 8 electrones. Cuarta órbita (criptón), 18 electrones. Quinta órbita (xenón), 18 electrones. Sexta órbita (radón), 32 electrones.

 Fuente Consultada:

Revista TECNIRAMA N°17

CONSULTORA Enciclopedia Temática Ilustrada Tomo 10 El Mundo Físico.

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle, Lussac y Ecuacion General

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle, Lussac

1-LOS GASES: DEFINICIÓN, CONCEPTO BÁSICOS Y SUS LEYES QUE EXPLICAN SUS PROPIEDADES

2-LOS GASES Y EL PRINCIPIO DE PASCAL

3-LEY DE BOYLE Y MARIOTTE:

4-LEY DE CHARLES GAY – LUSSAC A PRESIÓN CONSTANTE

5-LEY DE CHARLES GAY – LUSSAC A VOLUMEN CONSTANTE

6-ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES

EXPLICACIÓN FÍSICA: Se denomina fluidos a aquellos cuerpos que pueden fluir y adoptan la forma del recipiente que los contiene. Los fluidos se dividen en líquidos y gases, dependiendo de sus fuerzas de cohesión interna. La hidrostática es la parte de la Física que estudia el comportamiento y propiedades de los fluidos en equilibrio mientras que la hidrodinámica estudia los fluidos en movimiento.

Mientras que los líquidos fluyen manteniendo constante su volumen, los gases tienen tendencia a ocupar todo el volumen disponible. Este distinto comportamiento es debido a que en el estado líquido las fuerzas de cohesión intermoleculares son mayores que en los sólidos y, por tanto, las partículas componentes abandonan las posiciones fijas que ocupaban en estado sólido aunque mantienen una cierta cohesión que les hace mantener un volumen constante.

En el caso de los gases, las fuerzas de cohesión intermoleculares son mucho menores y las partículas pueden moverse libremente en todo el volumen del recipiente que las contiene.

En los líquidos se producen fuerzas que interfieren el movimiento molecular a causa del rozamiento que se produce al deslizar las moléculas. Estas fuerzas originan la viscosidad y existen en todos los líquidos reales en mayor o menor medida. Los líquidos en que no existe viscosidad se denominan líquidos ideales o perfectos. En el caso de los gases, la viscosidad es muchísimo menor.

Ahora bien, el choque de las moléculas gaseosas contra las paredes del recipiente que las contiene o contra otras moléculas gaseosas también origina fricciones. Los gases en que se suponen despreciables dichas fricciones reciben el nombre de gases ideales o perfectos.

Si a las moléculas de un sólido o de un líquido se les entrega suficiente energía en forma de calor, éstas también adquirirán la suficiente energía como para romper las fuerzas que las mantienen unidas y pasar al estado de vapor, produciéndose, entonces, el cambio de estado. Pocas son las sustancias que están en estado gaseoso a temperatura ambiente, entre ellas el nitrógeno (N ), el oxígeno (O2 ), el hidrógeno (H2) el dióxido de carbono (CO2 ), el flúor (F2) el cloro (Cl2 ) y el helio (He).

Si bien comúnmente las palabras gas y vapor se utilizan como sinónimos, hay que diferenciarlas, porque aluden a conceptos distintos: el gas es una sustancia que, a presión normal y a temperatura ambiente, se encuentra en estado gaseoso; el vapor, por parte, es la forma gaseosa de una sustancia, que a temperatura ambiente es un ido o un líquido.

En general, el vapor está en contacto con uno de sus estados condensados (líquido o sólido).

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística. Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales, y hay que recurrir a otros parámetros o propiedades para poder estudiarlos.

Un gas no tiene volumen propio y tiende siempre a ocupar el mayor volumen posible, tomando la forma del envase que lo contiene. En caso de tener encerrado un gas con aroma adentro de una botella, ocurrirá, como ya se sabe, que al destaparla llenará el ambiente de ese aroma y también llegará a los ambientes contiguos. Una aplicación triste de este efecto es el uso de gases tóxicos en los conflictos bélicos, que tantas muerte y efectos nocivos ha causado.

Lo mismo cuando dejamos abierta la llave del gas de una cocina, enseguida nos damos cuenta de ese error, que en realidad ese aroma está agregado al gas a los efectos de la seguridad.

Llamamos expansión de un gas, a la tendencia a ocupar el mayor volumen posible, y cuando está contenido dentro de un recipiente esta expansión creará una presión interior debido al empuje que hace contra las paredes del envase.

A ese empuje por unidad de superficie de lo llama: presión gaseosa. Para medir la presión se utilizan equipos especiales , llamados manómetros y los hay de distintos tipos de funcionamiento.

Al peso del aire de la atmósfera que rodea nuestra planeta, y presiona sobre la Tierra y sobre toda la materia que hay sobre ella, se la denomina presión atmosférica, y se define como 1 atmósfera (1 atm.) a la presión por unidad de superficie. Puede ampliar este concepto desde aquí:

LOS GASES Y EL PRINCIPIO DE PASCAL

Si sobre una masa de gas se aplica una fuerza, ¿transmite el gas la fuerza o la presión? ¿O tiene una manera propia de comportarse?

Si se infla un globo de goma, su volumen aumenta en todas direcciones, de modo que el gas, sea lo que fuere lo que transmite, lo hace en todas las direcciones.

El aparato de la figura nos da la respuesta.

Cuando se aplica una fuerza en el émbolo, el agua sube en todos los tubitos, y en todos sube lo mismo. Como el desnivel mide la presión, y en todos es el mismo, los gases transmiten la presión. Si se mide la ejercida con el émbolo, se comprueba, además, que es igual al aumento de presión señalado por cada tubito.

En consecuencia: los gases obedecen al principio de Pascal.
Esta es una de las razones de que a los líquidos y a los gases se los considera miembros de una misma familia: la de los fluidos. Podemos, pues, enunciar el principio de Pascal en forma más general:
Toda presión ejercida sobre un fluido se transmite íntegramente y en todas las direcciones.

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Si medimos con un manómetro la presión interior del recipiente, observaremos que
es la misma en cualquier punto en que se haga la medición.

Aunque parezca mentira, ya que la mayoría de los gases no son percibidos por nuestros sentidos, el estado gaseoso ha sido, históricamente, el estado de la materia de más fácil de estudio. Gran parte de lo que sabemos hoy acerca del comportamiento de los gases proviene de las investigaciones realizadas durante los siglos XVII, XVIII y XIX. La principal dificultad era el manejo y la medición del volumen de un gas.

En el siglo XVIII, Joseph Priestley inventó una artesa neumática, un dispositivo capaz de recolectar los gases bajo agua o mercurio, y que aún se utiliza en los laboratorios. Los estudios con gases permitieron formular el modelo de partículas que se emplea la actualidad para explicar la naturaleza de la materia, y fueron formalizados mediante las llamadas leyes de los gases.

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Esquemáticamente es:

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Los vapores formados, como resultado de la reacción química que ocurre en el balón, son conducidos, a través de un tubo, al interior de una probeta llena de agua colocada boca abajo en un recipiente con agua. El gas burbujea dentro de la probeta, desplaza el agua que sale por el fondo abierto y llena la probeta.

LEY DE BOYLE Y MARIOTTE:

Ahora veremos como se relaciona la presión de un gas, en función de su volumen. Un ejemplo sencillo que puede ayudarte es cuando tienes un globo inflado a temperatura ambiente y le hace fuerza con nuestra mano desde el exterior. Notaremos que la deformación del globo hace que el volumen se achique y que a su vez se observe cierta tensión sobre la pared interior del mismo. Ese cambio es consecuencia de un aumento de presión interna, lo que nos permite inferir que en un recipiente cuando disminuimos su volumen la presión aumenta. Hablando con mas propiedad, definiremos que a temperatura constante, la presión que ejerce de un gas ideal es directamente proporcional al volumen que ocupa.

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La expresión de este comportamiento de los gases en Física se conoce con el nombre de ley de Boyle-Mariotte y matemáticamente se expresa por esta fórmula: donde los subíndices i y f indican, respectivamente, las condiciones iniciales y finales del proceso.

Ejemplo: En el recipiente de abajo, el volumen es de 45 litros y la presión inicial es la atmosférica, ósea, 1 atm. ¿Que presión experimentará si bajamos el émbolo de tal modo que el volumen ahora es de 3 litros?

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Volumen Inicial: Vi=45
Volumen Final: Vf=3

Presión Inicial: Pi=1
Presión Final: ? (incógnita)

Aplicando la formula de la Ley de Boyle – Mariotte es: 1 x 45 = 3 x Pf ==> Pf=(1 x 45)/3=15 atm.

También se puede expresa la Ley d Boyle-Mariotte: A temperatura constante p. v = cte.

Para el caso de aquí abajo

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p1.v1=p2.v2=p3.v3
Ley de Boyle-Mariotte: los volúmenes que ocupa una misma masa de gas, a temperatura constante,
son inversamente proporcionales a sus presiones.

GRÁFICAMENTE SE PUEDE EXPRESA ASI:

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LEY DE BOYLE-MARIOTTE: Una masa de gas ocupa un volumen que está determinado por la presión y la temperatura de ese gas. Las leyes de los gases estudian el comportamiento de una determinada masa de gas, si una de esas magnitudes permanece constante. Boyle observó que cuando la presión aumentaba, el volumen se reducía, y, a la inversa, que cuando la presión disminuía, el volumen aumentaba. De esta manera la ley de Boyle establece que: El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión de ese gas.

LEY DE CHARLES GAY – LUSSAC A PRESIÓN CONSTANTE

En 1787, el físico francés Jacques Charles reflota un viejo postulado enunciado en 1699 por el francés Guillaume Amontons (1663-1705). Éste había observado que el volumen de un gas, a presión constante, disminuía a medida que bajaba la temperatura. La misma comprobación fue realizada cinco años después por Joseph Gay-Lussac (1778-1850). Amontons queda en el olvido, y la ley se conoce hoy como ley de Charles y Gay-Lussac. Su enunciado es el siguiente:

El volumen de una determinada masa gaseosa, a presión constante,
es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

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V=volumen y T=temperatura

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LEY DE CHARLES GAY – LUSSAC A VOLUMEN CONSTANTE

Luego de varios experimentos, Charles y Gay-Lussac llegaron a la conclusión de que a volumen constante, la presión aumenta con el aumento de temperatura. La ley de Charles y Gay-Lussac establece que:

La presión de una determinada masa gaseosa a volumen constante
es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

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P=presión y T=temperatura

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Ejemplo: Cuando se calienta agua en una olla de presión, el volumen no varia, por lo que aumenta
la presión del vapor de agua hasta que el exceso sale por la válvula de seguridad (de lo contrario, explotaría).

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ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES:

La ley de Boyle y las leyes de Charles y Gay-Lussac pueden relacionarse matemáticamente mediante la ecuación de estado del gas ideal, que resulta útil cuando se quiere modificar las tres magnitudes, siempre que la masa del gas permanezca constante y la temperatura se exprese en escala Kelvin.

Hasta ahora hemos visto las siguiente situaciones particulares, llamando a cada una según el científico que las estudió. Ahora las tres se pueden unificar en una sola fórmula.

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Si se aumenta la temperatura de un gas, manteniendo su presión constante, el volumen que ocupa crece proporcionalmente a la temperatura absoluta.

imagen-gasesSi se aumenta la temperatura de un gas, manteniendo su volumen constante, la presión que el gas ejerce sobre las paredes del recipiente crece proporcionalmente a la temperatura absoluta.

imagen-gasesSi se reduce el volumen de un gas, manteniendo su temperatura constante, la presión
crece de manera inversamente proporcional al volumen.

Ecuación de estado del gas ideal:

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O también:
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Donde el valor de la constante depende de la cantidad de gas en cuestión, y T es la temperatura absoluta (en grados Kelvin). Esta ecuación general de estado del gas ideal es útil pues relaciona entre sí todas las variables de estado del sistema. Esto significa que, si conocemos los valores de dos cualesquiera de ellas, la tercera queda completamente determinada.

Debe tenerse en cuenta que las temperaturas han de calcularse en grados absolutos o Kelvin. Éstas se obtienen sumando 273 a las temperaturas obtenidas con la graduación centígrada. Así, la temperatura ambiente de 22o se transforma en 295o absolutos o K.

Ejemplo Numérico: Supongamos un globo que contiene 10 litros de aire a la presión normal, es decir, a una atmósfera y a la temperatura de 18° centígrados. ¿Cuál será su volumen si la temperatura aumenta 10°?

Determinemos, primero, las temperaturas inicial y final de este cambio:
Ti = 18°C + 273° = 291 °K
Tf = (18 + 10) °C + 273° = 301 °K

y, luego, teniendo en cuenta la proporcionalidad directa entre volumen y temperatura,

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y operando, se tiene: Vf= 10 l. x 301° / 291° = 10,34 litros

¿Cómo podemos resolver un problema en el que varíen simultáneamente el volumen, la presión y la temperatura?

Como se explicó antes, combinando las leyes anteriores se llega a la expresión, de Ley de los Gases Perfectos. que nos permite calcular una de las magnitudes en función de las otras. Así, si queremos calcular el volumen final, despejando, tenemos:

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Ecuación General del gas Ideal es:

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Donde n es el número de moles presentes y R es una constante –cuyo valor depende e las magnitudes y unidades empleadas– igual a 0,082 dm3. atm / mol . k. Esta ecuación es sumamente interesante si queremos hallar alguna de las magnitudes y corlemos el resto de las mismas.

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Lámina donde se muestran los instrumentos del laboratorio de Boyle.

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Lámina de «Observations on differents kinds of air» (Philosophical Transactions ofthe Royal Society, 1772; también aparece en el libro titulado Experiments and Observations on Differents Kinds of Air publicado en 1774). de Joseph Priestley, mostrando uno de sus experimentos para demostrar los efectos de la combustión, putrefacción y respiración en una planta de menta y en ratones.

Fuente Consultada:
QUÍMICA I Polimodal
FÍSICA II Polimodal
CONSULTORA Enciclopedia Temática Ilustrada Tomo 10 El Mundo Físico.
Historia de las Ciencias Desiderio Papp.