Fisica General Burbano

306 TEMPERATURA Y DILATACIÓN. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
habiendo desarrollado el binomio (1 + gt) –1 y despreciando las potencias de gt, del cuadrado en
adelante. Desarrollando:
H 0
= H [1 – t (g – K)]
en donde no se ha incluido el término Kgt 2 , por ser Kg despreciable en comparación con los
demás términos. Por lo tanto:
H 0
= H – Ht (g – K)
Al ser g > K la corrección es «sustractiva» por encima de 0 ºC y «aditiva» por debajo de 0 ºC.
Como g y K son constantes, la corrección depende, exclusivamente, de la lectura barométrica realizada
(H) y de la temperatura ambiente (t). Por ello, en la práctica, se hace la corrección buscándola
en unas tablas de doble entrada en las que, en función de H y t queda ya determinada.
D) DILATACIÓN DE GASES IDEALES
XIV – 16. Hipótesis de Avogadro. Volumen molar
El conde italiamo Amadeo de Avogadro (1776-1856), profesor en Turín, basándose en la observación
de reacciones químicas entre gases, emite la siguiente ley empírica:
GAS
MASA
MOLECULAR
(g /mol)
H 2
02,0
N 2
28,0
O 2
32,0
CO 2
44,0
CH 4
16,0
NH 3
17,0
VOLUMEN
MOLAR EN C.N.
(l/mol)
22,43
22,40
22,39
22,26
22,36
22,09
«A igualdad de presión, volumen y temperatura, todos los gases tienen el mismo número
de moléculas».
Como recíproca de esta ley se puede afirmar que si varios gases tienen idénticos p, t y n (número
de moléculas) su volumen es el mismo.
Llamamos VOLUMEN MOLAR (v) al volumen ocupado por un mol de un gas.
Si tomamos un mol de varios gases (N A
= 6,022 045 × 10 23 ) en condiciones normales
(t 0
= 0 ºC y p 0
= 760 mm de Hg) el volumen molar es el mismo para todos ellos, siendo su valor:
Es de hacer observar que los gases tienen tan sólo aproximadamente este volumen molar en
condiciones normales, como se muestra en la tabla adjunta para los volúmenes molares de varios
gases obtenidos en el laboratorio. Se denominan GASES IDEALES o PERFECTOS a los que tuvieran
exactamente tal volumen molar; las condiciones en las que los gases se aproximan al comportamiento
ideal se enuncian en el párrafo siguiente.
XIV – 17. Transformaciones isotermas, isobaras e isocoras. Gases ideales.
Cero absoluto de temperatura
Se llaman ISOTERMAS a las transformaciones realizadas a temperatura constante.
La ley que las regula es la de Boyle-Mariotte cuyo estudio y representación gráfica en el diagrama
de Clapeyron (V, p) se hizo en el párrafo XII-17.
Se llaman ISOBARAS a las transformaciones realizadas a presión constante.
En 1810 los franceses Louis Josehp Gay-Lussac (1778-1850) y Jacques Alexandre Charles
(1746-1823), encontraron una ecuación de estado aplicada bajo la condición de presión constante
para los gases, estableciendo empíricamente la ley que lleva sus nombres LEY DE GAY-LUSSAC Y
CHARLES y que incluye dos afirmaciones:
1. El volumen de un gas ideal aumenta linealmente con la temperatura.
2. El COEFICIENTE DE DILATACIÓN isobárica (a) es el mismo para todos los gases ideales y vale
1/273,16.
Se tiene por tanto:
v 0 = 22, 4 litros/mol
pV = constante
V − V0
1 −
V = V0
( 1 + at)
a = = ºC 1
V t 273,
16
en las que V es el volumen del gas a la temperatura t expresada en grados centígrados y V 0
el volumen
del gas a 0 ºC.
Para relacionar volúmenes a tº y t′º, basta dividir entre sí las expresiones correspondiente a las
dos temperaturas:
Vt
t
Vt′ = 1 + a
1 + at′
0
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