En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la
relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante
y, observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también
aumentaba y que al enfriar el gas, el volumen disminuía.
Explicación
Cuando aumentamos la temperatura del gas las
moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las
paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad
de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la
presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará
hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).
Lo que Charles descubrió
es que a presión constante, el cociente entre el volumen y la temperatura de
una cantidad fija de gas, es igual a una constante.
Matemáticamente podemos expresarlo así:
Volumen/temperatura=
k (constante)
Estudiemos el siguiente
proceso a presión constante (isobárico):
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que
se encuentra a una temperatura T1 sometido a una presión P
al comienzo del experimento. Si a presión constante, aumentamos la temperatura
del gas hasta un nuevo valor T2, entonces el volumen se incrementará
hasta V2, En una gráfica P - V, se apreciara la isóbara.
Se cumplirá:
Que es otra manera de expresar la ley de Charles.
El mismo proceso se puede graficar en un diagrama V - T:
La recta obtenida se puede expresar matemáticamente
con la ecuación:
Donde:
Vo = volumen que ocupa el gas
a 0 ºC (ordenada al origen).
= Cambio de volumen respecto al cambio de
temperatura, a presión constante (pendiente).
La proyección de la recta, dará una intersección en -273.15 ºC, temperatura a la cual el gas
teóricamente tendrá un volumen de cero, lo cual sólo se cumple para el
gas ideal, puesto que los gases reales se licuarán y solidificarán a
temperaturas suficientemente bajas.
A este valor de -273.15 ºC, se le asignó un valor de cero kelvin (0 K), en la
denominada escala de temperatura absoluta.
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