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Qué es y cómo se calcula la Constante Universal de los Gases Ideales

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Qué es y cómo se calcula la Constante Universal de los Gases Ideales

 

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La Constante de Gases Ideales R, es un valor constante (que siempre se mantiene igual) que proviene de la fórmula de gases ideales. El valor de la Constante Universal de Gases Ideales depende de la unidad de medida de presión que se utiliza: En caso de medirse en kiloPascales, el valor de R es 8,314. Si la presión se mide en atmósferas (atm), el valor de R es 0,08206. Para medir la presión osmótica, la unidad de presión que más se suele utilizar es la atmósfera (atm), es por ello que el valor de R más utilizado para medir la presión osmótica es 0,08206. Vale remarcar que 1 atmósfera (1 atm) equivale a la cantidad de presión que ejerce la atmósfera a nivel del mar.

A continuación se dará una breve descripción para interpretar mejor qué es la constante R y cómo surgió.

Durante el siglo XVII (años 1600s), cuando comenzó a estudiarse el comportamiento físico de los gases, a partir de las investigaciones y experimentos de los científicos británicos Robert Boyle, Henry Power y Richard Towneley se descubrió que cuando una determinada cantidad de un gas cualquiera se encuentra dentro de un recipiente a una temperatura constante, al disminuir el volumen del recipiente, la presión ejercida por el gas sobre las paredes del recipiente aumenta (por ejemplo, si se aprieta un globo lleno de aire, su volumen disminuye y la presión ejercida por las moléculas de aire sobre la pared del globo aumenta). Esto sucede porque al ser más pequeño el espacio donde se mueven las moléculas de gas, dichas moléculas colisionan con mayor frecuencia contra las paredes del recipiente. Matemáticamente, esta relación entre presión y volumen de gases quedó definida a través de la siguiente ecuación:

PV = k

Donde a una temperatura constante para una cantidad determinada de gas, al multiplicar la presión (P) por el volumen (V), siempre se obtiene un mismo valor constante (k). Para ello, al aumentar la presión disminuye el volumen. Por ejemplo, si el volumen de un recipiente con un gas cualquiera disminuye a la mitad, la presión ejercida por las moléculas del gas sobre las paredes del recipiente aumenta al doble. Sin embargo, quedaba entender por qué este valor constante (k) variaba a diferentes temperaturas. La respuesta a esa pregunta llegaría algo más de un siglo después.

Hacia finales del siglo XVIII (años 1700s), el científico francés Jacques Charles descubrió que siempre que la presión en un recipiente lleno de gas se mantenga constante, al aumentar la temperatura, aumenta proporcionalmente el volumen del gas. Es decir, si la temperatura de un gas se duplica, su volumen también. Por ejemplo, en un recipiente lleno de gas, con su parte superior móvil (para que la presión se mantenga constante), al calentar el recipiente, el gas se expande y ocupa un mayor volumen en el recipiente. Matemáticamente, esta relación entre temperatura y volumen quedó definida a través de la siguiente ecuación:

V/T = b

Donde a una presión constante, siempre que se divide el volumen (V) entre la temperatura (T) de un gas, el resultado es un valor constante (b). Ya que el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura, por ejemplo a una temperatura doble, el volumen también aumenta al doble, por lo que el resultado siempre es el mismo valor constante b.

Luego, a principios del siglo XIX (años 1800s) el científico francés Joseph Louis Gay-Lussac descubrió que para una cantidad determinada de gas a volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Por ejemplo, si un recipiente cerrado con gas en su interior se calienta al doble de su temperatura inicial, las moléculas de gas ejercerán sobre las paredes del recipiente el doble de la presión inicial. Matemáticamente esto quedó definido así:

P/T = k

Donde para una cantidad determinada de gas a volumen constante, siempre que se divide la presión (P) entre la temperatura (T), el resultado es el mismo valor constante k. Si aumenta al doble la temperatura, también debe aumentar al doble la presión, para que al dividirse estos valores siempre den el mismo resultado constante.  
 
Finalmente en 1811, el científico italiano, Amedeo Avogadro, concluyó que todos los gases a una temperatura, presión y volumen constantes, tienen la misma cantidad de moléculas. Es decir, que si la presión y la temperatura se mantienen constantes, el volumen del gas es directamente proporcional a su cantidad de moléculas. Por ejemplo, si se infla un globo y al soplar se duplica la cantidad de moléculas de aire que hay en su interior, el globo se expandirá al doble de su volumen. Matemáticamente esto quedó definido de la siguiente manera:

V/n = a

Donde a una temperatura y presión constantes, siempre que se divide el volumen (V) de un gas entre el número de moléculas de gas (n) expresado en moles, da como resultado el mismo valor constante a.

Curiosamente, todos estos científicos estaban analizando distintas formas de una misma ecuación. Unas décadas más tarde, se encontró que si todas estas ecuaciones se juntan, dan siempre como resultado un mismo valor constante:

PV / nT = R

Donde R es el valor constante que relaciona a la presión (P), al volumen (V), a la temperatura (T) y a la cantidad de materia expresada en moles (n) para cualquier tipo de gas. Por eso este valor constante fue bautizado Constante Universal de los Gases Ideales. Y de allí surgió la fórmula de gases ideales PV = nRT. Van't Hoff observó en 1886 que el comportamiento de la presión osmótica es similar al comportamiento de los gases ideales, a partir de eso formuló a la ecuación de la presión osmótica y por eso su similitud con la ecuación de los gases ideales y el uso de la misma constante de gases ideales R.

Volviendo al tema principal de este artículo, como la unidad de presión más utilizada para medir a la presión osmótica es la atmósfera (atm), el valor de R que se usa es 0,08206 (atm L) / (mol K). Se recuerda que la temperatura se mide en Kelvins (K), el volumen en Litros (L), y la concentración de solutos disueltos en molaridad (mol / L).

En la fórmula de la presión osmótica, la temperatura T se mide en Kelvins. El Kelvin es la unidad de medida de temperatura cuyo cero absoluto es la menor temperatura posible en el Universo, equivalente a -273,15 ºC (grados Celsius). Entonces, por ejemplo, 0 ºC equivalen a 273,15 K; 20 ºC equivalen a 293,15 K; 100 ºC (punto de ebullición del agua) equivalen a 373,15 K.

<< Para aprender más sobre la presión osmótica, ir al artículo de Qué es la presión osmótica y cómo se calcula
 
Fuentes de la información:

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