Introducción

La Ley de los Gases Ideales es una ecuación simple que demuestra la relación entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases. Estas relaciones específicas provienen de la Ley de Charles, la Ley de Boyle y la Ley de Gay-Lussac. La Ley de Charles identifica la proporcionalidad directa entre el volumen y la temperatura a presión constante, la Ley de Boyle identifica la proporcionalidad inversa de la presión y el volumen a temperatura constante, y la Ley de Gay-Lussac identifica la proporcionalidad directa de la presión y la temperatura a volumen constante. Combinadas, forman la ecuación de la Ley de los Gases Ideales: PV = NRT. P es la presión, V es el volumen, N es el número de moles de gas, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.

La constante universal de los gases R es un número que satisface las proporciones de la relación presión-volumen-temperatura. R tiene diferentes valores y unidades que dependen de las especificaciones de presión, volumen, moles y temperatura del usuario. Hay varios valores de R en las bases de datos en línea, o el usuario puede utilizar el análisis dimensional para convertir las unidades observadas de presión, volumen, moles y temperatura para que coincidan con un valor R conocido. Siempre que las unidades sean coherentes, cualquiera de los dos enfoques es aceptable. El valor de la temperatura en la Ley de los Gases Ideales debe estar en unidades absolutas (Rankine o Kelvin ) para evitar que el lado derecho sea cero, lo que viola la relación presión-volumen-temperatura. La conversión a unidades absolutas de temperatura es una simple adición a la temperatura Fahrenheit (F) o Celsius (C): Grados R = F + 459,67 y K = C + 273,15.

Para que un gas sea «ideal» hay cuatro supuestos que lo rigen:

1. Las partículas del gas tienen un volumen despreciable.
2. Las partículas del gas tienen el mismo tamaño y no tienen fuerzas intermoleculares (atracción o repulsión) con otras partículas del gas.
3. Las partículas de gas se mueven aleatoriamente de acuerdo con las leyes de movimiento de Newton.
4. Las partículas de gas tienen colisiones elásticas perfectas sin pérdida de energía.

En la realidad, no hay gases ideales. Cualquier partícula de gas posee un volumen dentro del sistema (una cantidad ínfima, pero presente no obstante), lo que viola la primera suposición. Además, las partículas de gas pueden tener diferentes tamaños; por ejemplo, el gas hidrógeno es significativamente más pequeño que el gas xenón. Los gases de un sistema tienen fuerzas intermoleculares con las partículas de gas vecinas, especialmente a bajas temperaturas, cuando las partículas no se mueven rápidamente e interactúan entre sí. Aunque las partículas del gas pueden moverse al azar, no tienen colisiones elásticas perfectas debido a la conservación de la energía y el momento dentro del sistema.

Aunque los gases ideales son estrictamente una concepción teórica, los gases reales pueden comportarse de forma ideal bajo ciertas condiciones. Los sistemas que tienen presiones muy bajas o temperaturas altas permiten que los gases reales se estimen como «ideales». La baja presión de un sistema permite que las partículas del gas experimenten menos fuerzas intermoleculares con otras partículas del gas. Del mismo modo, los sistemas de alta temperatura permiten que las partículas de gas se muevan rápidamente dentro del sistema y presenten menos fuerzas intermoleculares entre sí. Por lo tanto, a efectos de cálculo, los gases reales pueden considerarse «ideales» en sistemas de baja presión o de alta temperatura.

La Ley de los Gases Ideales también es válida para un sistema que contenga múltiples gases ideales; esto se conoce como una mezcla de gases ideales. Con múltiples gases ideales en un sistema, se sigue suponiendo que estas partículas no tienen ninguna interacción intermolecular entre sí. Una mezcla de gases ideales divide la presión total del sistema en las contribuciones de presión parcial de cada una de las diferentes partículas de gas. Esto permite reescribir la anterior ecuación del gas ideal como Pi-V = ni-R-T. En esta ecuación, Pi es la presión parcial de la especie i y ni son los moles de la especie i. En condiciones de baja presión o alta temperatura, las mezclas de gases pueden considerarse mezclas de gases ideales para facilitar el cálculo.

Cuando los sistemas no están a bajas presiones o altas temperaturas, las partículas de gas pueden interactuar entre sí; estas interacciones inhiben en gran medida la exactitud de la Ley del Gas Ideal. Sin embargo, existen otros modelos, como la Ecuación de Estado de Van der Waals, que tienen en cuenta el volumen de las partículas del gas y las interacciones intermoleculares. La discusión más allá de la Ley del Gas Ideal está fuera del alcance de este artículo.