Relaciones de presión, volumen y temperatura
Durante los siglos XVII y, sobre todo, XVIII, impulsados tanto por el deseo de comprender la naturaleza como por la búsqueda de globos en los que poder volar (figura 1), varios científicos establecieron las relaciones entre las propiedades físicas macroscópicas de los gases, es decir, la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de gas. Aunque sus mediciones no eran precisas según los estándares actuales, pudieron determinar las relaciones matemáticas entre los pares de estas variables (por ejemplo, presión y temperatura, presión y volumen) que se mantienen para un gas ideal, una construcción hipotética a la que se aproximan los gases reales bajo ciertas condiciones. Finalmente, estas leyes individuales se combinaron en una única ecuación -la ley de los gases ideales- que relaciona las cantidades de gas para los gases y es bastante precisa para presiones bajas y temperaturas moderadas. Consideraremos los desarrollos clave en las relaciones individuales (por razones pedagógicas, no en orden histórico), y luego los reuniremos en la ley de los gases ideales.
Un gran globo de 226 kg de masa se llena de gas helio hasta
Esta ecuación tiene cuatro variables (P, V, N, T) y eso la hace difícil de entender. Sin embargo, a menudo podemos restringir dos de las variables y entonces sólo tenemos que preocuparnos por una ecuación de dos variables.
En primer lugar, podemos hablar de una muestra concreta de gas dentro de un recipiente. Eso fija N, y no tenemos que ocuparnos más de ella. Podemos simplemente fijar NkB = constante, y para nuestros propósitos no importa cuál sea la constante.
Si fijamos la temperatura, sólo nos queda PV = constante para la ley de los gases. Así, en esta situación, si el volumen se duplica, la presión debe bajar a la mitad. Y viceversa. La ilustración más sencilla de esto sería un cilindro con un émbolo en un extremo: si empujamos el émbolo de forma que el volumen del cilindro se reduzca a la mitad y la temperatura permanezca constante, entonces la presión se duplicará.
Sin embargo, es importante darse cuenta de que los procesos a temperatura constante deben ser bastante lentos (en otras palabras, debes mover el émbolo del cilindro de gas muy lentamente) porque debe haber suficiente tiempo para que el calor fluya entre el interior y el exterior del cilindro para mantener todo a una temperatura constante.
Termodinámica de procesos isobáricos – Trabajo y energía térmica
Durante los siglos XVII y, sobre todo, XVIII, impulsados tanto por el deseo de comprender la naturaleza como por la búsqueda de fabricar globos en los que poder volar (Figura 9.9), varios científicos establecieron las relaciones entre las propiedades físicas macroscópicas de los gases, es decir, la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de gas. Aunque sus mediciones no eran precisas según los estándares actuales, pudieron determinar las relaciones matemáticas entre pares de estas variables (por ejemplo, presión y temperatura, presión y volumen) que se mantienen para un gas ideal, una construcción hipotética a la que se aproximan los gases reales bajo ciertas condiciones. Finalmente, estas leyes individuales se combinaron en una única ecuación -la ley de los gases ideales- que relaciona las cantidades de gas para los gases y es bastante precisa para presiones bajas y temperaturas moderadas. Consideraremos los desarrollos clave de las relaciones individuales (por razones pedagógicas, no en orden histórico), y luego los reuniremos en la ley de los gases ideales.
Si se aprieta un globo, ¿qué ocurre con la presión del gas dentro del globo?
Seguro que alguna vez has abierto un refresco y el líquido ha salido disparado de la botella, creando un gran lío. ¿Por qué ocurre eso? Tiene que ver con el gas de dióxido de carbono que se añade al líquido para hacerlo efervescente. Al abrir la botella se libera la presión acumulada en su interior, lo que hace que la mezcla de gas y líquido se precipite fuera de la botella. En esta actividad demostrarás -con la ayuda de globos llenos de aire y agua- cómo un gas cambia de volumen en función de su presión.
La diferencia entre los sólidos, los líquidos y los gases radica en el comportamiento de las partículas (moléculas o átomos). Las partículas de los sólidos suelen estar muy juntas en un patrón regular. Aunque las partículas de un líquido también están muy juntas, pueden moverse libremente. Las partículas de los gases, sin embargo, están muy repartidas y ocupan mucho espacio. Siguen esparciéndose por cualquier espacio que esté disponible. Esto significa que, a diferencia de los líquidos y los sólidos, el volumen de un gas no es fijo. Robert Boyle, químico y físico del siglo XVII, descubrió que el volumen de un gas, es decir, el espacio que ocupa, está relacionado con su presión, y viceversa. Descubrió que si se presuriza un gas, su volumen se contrae. Si se reduce su presión, su volumen aumenta.