La comprensión de los fenómenos físicos, químicos y biológicos que ocurren a nuestro alrededor es abismal, comparada con la que se tenía en el siglo XVII. Baste decir que un concepto claro de gas no surge hasta en ese siglo de la mano de Jan Baptist van Helmont que lo basutiza así por la palabra griega Χάος, caos, o espacio que se abre. Y el del oxígeno no llegaría hasta finales del siglo XVIII, de la mano de las investigaciones, por separado, de Carl Wilhelm Scheele, Joseph Priestley, y Antoine Lavoisier.
La Ley de Boyle o Ley de Boyle-Mariotte, o ley de Boyle, ya que fue establecida de forma independiente por el físico y químico irlandés Robert Boyle, en 1662, y el físico y botánico francés Edme Mariotte, en 1676, relaciona la presión y el volumen de un gas. Si se presiona un gas, aumentado su presión, disminuye su volumen, y si el volumen se expando disminuye la presión. Esto se comprueba fácilmente cuando se hincha un neumático. Los gases tienen esa capacidad, que los líquidos y sólidos no tienen, de poder modificar su volumen.
La Ley de Charles, establecida por el científico y matemático francés Jacques Charles en la década de 1780 (no publicada, por eso se desconoce la fecha concreta), afirma que, a presión constante, un gas ideal posee un volumen directamente proporcional a su temperatura. Poco después, en 1802, el físico y químico, también francés, Louis Joseph Gay-Lussac, sostenía que la presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene son proporcionales a su temperatura, a volumen constante. Como se puede ver, ambas leyes relacionan el volumen de un gas con temperatura, por lo que se las ha unido en la llamada Ley de Charles y Gay-Lussac, que establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura.
Si tenemos varias gráficas presión-temperatura todas convergen en un punto en la coordenada de la temperatura, que es -273,15 ºC, dando origen a la escala Kelvin siendo en esta 0 ºK. El cero absoluto es la temperatura teórica más baja posible, en el que las partículas carecerían de movimiento. Según la tercera Ley de la Termodinámica o Postulado de Nerst es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto por un número finito de procesos físicos. Aunque sea imposible alcanzar, hay lugares en el Universo con temperatura cercana, -272 ºC, y se han conseguido artificialmente -273,144 °C en una cámara frigorífica. En 2003, científicos del MIT obtuvieron una temperatura de 5·10−10 ºK por encima del cero absoluto enfriando un gas en un campo magnético.
Amedeo Avogadro, físico y químico italiano, establece en 1811, que volúmenes iguales de gases distintos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas, es la Ley de Avogadro. Este mismo científico también estableció que las moléculas estaban formadas por átomos, términos que hasta entonces se usaban de forma indistinta. En homenaje a su decisivo descubrimiento, el número de partículas elementales, ya sea átomos o moléculas, de un mol, es un número constante que se llama número de Avogadro ( 6,023 × 1023 mol−1), establecido en 1909, con base en trabajos anteriores, tras las investigaciones del físico francés Jean Perrin, por las que recibió el Premio Nobel.
La Ecuación de Estado de los Gases Ideales nos relaciona la presión, el volumen, la temperatura y el numero de moles de un gas. En ella es importante la constante R, la constante de los gases ideales, cuyo valor más utilizado es el de 0,082 atm∙l/ºK∙mol.
Pero los gases reales, ¿se comportan como los gases ideales? Se puede decir que sí en líneas generales, pero los gases reales no son los gases ideales. En los gases ideales los átomos o moléculas que los componen son completamente independientes y no interaccionan entre sí, pero en los gases reales no. La aproximación a los gases ideales es un modelo válido, pero hay ocasiones en que se desvía de la realidad, como ocurre a altas temperaturas y bajas presiones, el oxígeno sí se comportaría como un gas ideal, pero el vapor de agua no.
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