Unidades de medicion de la ley de charles

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Unidades de medicion de la ley de charles

Ejemplos de la ley de charles

Explora la Ley de Charles. Aprende la fórmula de la Ley de Charles y comprende la relación entre presión, temperatura y volumen de los gases. Vea las unidades, ejemplos y aplicaciones de la Ley de Charles y comprenda la noción de derivación del cero absoluto.

Definición de la Ley de CharlesEn 1787, el físico francés Jacques Charles observó el efecto de la temperatura sobre una masa dada de gas a presión constante. Sobre los resultados de sus observaciones, concluyó la siguiente relación empírica entre la temperatura y el volumen de un gas: El volumen de una determinada masa de gas a presión constante varía directamente con su temperatura absoluta. Esta conclusión sobre la interdependencia del volumen y la temperatura absoluta de los gases se conoce ampliamente como «Ley de Charles». En 1808, el químico francés Joseph Gay-Lussac realizó el mismo experimento con varios gases y confirmó la validez de esta relación apoyándose en cálculos numéricos. Dado que el volumen de un gas y su temperatura están relacionados por variación directa (a presión constante), un aumento de la temperatura aumentará el volumen del gas y viceversa. Así pues, a presión constante, las relaciones entre el volumen y la temperatura del gas siguen siendo las mismas.

Qué es la constante en la ley de charles

Relaciones entre las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro, combinada y de los gases ideales, con la constante de Boltzmann kB = R/NA = n R/N (en cada ley, las propiedades marcadas con un círculo son variables y las no marcadas se mantienen constantes)

Esta ley describe cómo un gas se expande a medida que aumenta la temperatura; a la inversa, una disminución de la temperatura conducirá a una disminución del volumen. Para comparar la misma sustancia bajo dos conjuntos diferentes de condiciones, la ley puede escribirse como:

En dos de una serie de cuatro ensayos presentados entre el 2 y el 30 de octubre de 1801,[2] John Dalton demostró mediante un experimento que todos los gases y vapores que estudiaba se expandían en la misma medida entre dos puntos fijos de temperatura. El filósofo natural francés Joseph Louis Gay-Lussac confirmó el descubrimiento en una presentación ante el Instituto Nacional Francés el 31 de enero de 1802,[3] aunque atribuyó el descubrimiento a un trabajo inédito de la década de 1780 de Jacques Charles. Los principios básicos ya habían sido descritos por Guillaume Amontons[4] y Francis Hauksbee[5] un siglo antes.

El experimento de la ley de carlos

Cuando los científicos del siglo XVII empezaron a estudiar las propiedades físicas de los gases, observaron algunas relaciones sencillas entre algunas de las propiedades medibles del gas. Por ejemplo, la presión (P) y el volumen (V). Los científicos observaron que para una cantidad determinada de un gas (normalmente expresada en unidades de moles [n]), si la temperatura (T) del gas se mantenía constante, la presión y el volumen estaban relacionados: A medida que uno aumenta, el otro disminuye. A medida que uno disminuye, el otro aumenta. Decimos que la presión y el volumen están inversamente relacionados.

Sin embargo, hay algo más: la presión y el volumen de una determinada cantidad de gas a temperatura constante están relacionados numéricamente. Si se toma el valor de la presión y se multiplica por el del volumen, el producto es una constante para una cantidad determinada de gas a una temperatura constante:

Si el volumen o la presión cambian mientras la cantidad y la temperatura permanecen iguales, entonces la otra propiedad debe cambiar para que el producto de las dos propiedades siga siendo igual a esa misma constante. Es decir, si las condiciones originales se denominan P1 y V1 y las nuevas condiciones se denominan P2 y V2, tenemos

Wikipedia

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 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, fueron capaces de 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 en las relaciones individuales (por razones pedagógicas, no en orden histórico), y luego los reuniremos en la ley de los gases ideales.