Figura. Gráfica de las leyes empíricas de los gases

La figura resume cuatro leyes empíricas de los gases como relaciones entre presión, volumen, temperatura absoluta y cantidad de sustancia. La ley de Boyle compara presión y volumen cuando la temperatura y la cantidad permanecen constantes. La ley de Charles relaciona volumen y temperatura a presión constante. La ley de Gay-Lussac relaciona presión y temperatura a volumen constante. Finalmente, la ley de Avogadro muestra que el volumen aumenta con la cantidad de sustancia cuando presión y temperatura no cambian.

Un punto importante está en la gráfica de Boyle. A veces se piensa que una relación inversa debe verse como una recta descendente, pero eso es incorrecto. Una recta en bajada representa una relación lineal negativa, donde cada aumento de una variable reduce la otra en cantidades iguales. En cambio, una relación inversa no disminuye de forma uniforme: cuando el volumen es pequeño, la presión cambia mucho; pero cuando el volumen es grande, la presión cambia cada vez menos.

Por eso, la ley de Boyle se representa mediante una curva asintótica, no mediante una recta. La curva se acerca a los ejes, pero no los toca en el modelo ideal. Si el volumen aumenta mucho, la presión se aproxima a cero; si el volumen disminuye demasiado, la presión crece con rapidez. En cambio, las leyes de Charles, Gay-Lussac y Avogadro sí muestran relaciones directas, por eso sus gráficas aparecen como rectas crecientes entre volumen, presión, temperatura y cantidad.

La ley del gas ideal

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La ley del gas ideal es una relación entre los parámetros la presión \(P\), el volumen \(V\), la temperatura absoluta \(T\) y la cantidad de sustancia \(n\), unidos mediante una constante de proporcionalidad. Esta ecuación permite describir el estado de un gas en un momento determinado, según los valores que presenten dichos parámetros.

Aunque suele aprenderse de manera mecánica, la ecuación del gas ideal tiene implicaciones profundas en muchas áreas de la química y la física, por lo que no debe subestimarse. Su evolución histórica fue gradual, pues su forma final, tal como la conocemos actualmente, no se consolidó sino hasta la segunda mitad del siglo XX, cuando el último parámetro, la cantidad de sustancia, fue acuñado y formalizado por Edward Guggenheim.

Por esta razón, es probable encontrar la ley del gas ideal expresada de formas extrañas o poco familiares en libros antiguos. Muchas de esas versiones reflejan etapas anteriores del desarrollo conceptual de la química, cuando todavía no existía una terminología unificada para distinguir con claridad entre masa, cantidad de sustancia, mol, volumen molar y número de partículas.

[Ley del gas ideal] Fórmula de la ley del gas ideal. Factor marcado Forma de estado Forma de cambio de estado Álgebra simbólica Forma de estado Forma de cambio de estado Demostraciones [Demostración. Ley del gas ideal] [Demostración de las unidades de la constante] Parámetros y unidades comunes \(V_i\) y \(V_{oi}\) Volumen y volumen inicial (L); \(P_i\) y \(P_{oi}\) Presión y presión inicial (atm); \(n_i\) y \(n_{oi}\) Cantidad de gas y cantidad de gas inicial (mol); \(T\) y \(T_{o}\) Temperatura absoluta y temperatura absoluta inicial (K).

El gas ideal

La ecuación del gas ideal recibe su nombre porque describe algo que no existe en sentido estricto. De ahí lo de “ideal”: una entidad de naturaleza casi platónica, “como el amor que el/ella decía sentir por ti”. Sin embargo, aunque el gas ideal no existe como sustancia real perfecta, sí se parece mucho al comportamiento de la mayoría de los gases reales cuando se encuentran en condiciones no extremas de presión y temperatura, especialmente si se usan instrumentos que no sean demasiado precisos.

Dado que es una aproximación confiable, la ley del gas ideal sirve para predecir, comparar y calcular el estado de un gas en muchas situaciones prácticas. Permite relacionar presión, volumen, cantidad de sustancia y temperatura absoluta mediante una expresión sencilla, útil en problemas de laboratorio, procesos industriales, mezclas gaseosas y cálculos estequiométricos. Su valor no está en describir la realidad con perfección absoluta, sino en ofrecer un modelo suficientemente bueno para trabajar sin convertir cada ejercicio en una tortura matemática.

[Ley del gas ideal] (2) La constante del gas ideal o constante de Regnault Factor marcado Álgebra simbólica

Esto se debe a que el estado gaseoso es el más sencillo de los estados de la materia. Las interacciones particulares entre partículas, que cambian según la identidad de cada sustancia, son débiles debido a la enorme separación entre las partículas del gas. En otras palabras, un gas es más vacío que sustancia. Precisamente por eso muchos gases se comportan de forma semejante: sus diferencias químicas importan menos que sus relaciones generales de presión, volumen, temperatura y cantidad.

La ley del gas ideal es una ley empírica

 Una ley empírica de un gas es una relación obtenida a partir de la observación experimental del comportamiento de los gases, que describe cómo varían magnitudes como presión, volumen y temperatura, sin derivarse de una teoría fundamental, sino de la experiencia directa.

Figura 1. [Jane Marcet] fue una divulgadora científica británica que transformó la enseñanza de la química con Conversations on Chemistry. Su obra explicó átomos, gases, reacciones químicas, calor y materia mediante diálogos accesibles. Democratizó el conocimiento científico, influyó en lectores como Michael Faraday y abrió camino a la educación química moderna.

Las leyes empíricas de los gases tienen dos manifestaciones principales:

(a) La forma de estado, que describe las propiedades de un gas en un momento específico, sin considerar un cambio.

(b) La forma de cambio de estado, que describe cómo las propiedades de un gas se modifican durante un proceso.

Para calcular los cambios de estado, se utilizan ratios de variables semejantes, lo que permite determinar las nuevas condiciones del gas después de una transformación.

Lectura de los teoremas

La forma de cambio de estado se puede determinar de dos maneras principales:

(a) Cambio continuo: Se mide de forma ideal en todo el rango de una transformación, tomando muchos puntos de datos. Esto se logra mejor con un sistema digitalizado, que permite registrar la evolución del proceso a lo largo del tiempo.

(b) Cambio discreto: Es la forma más común en la práctica, donde solo se consideran el estado inicial y el estado final del gas. Los valores intermedios no se toman en cuenta para el cálculo, lo que simplifica el análisis.

Las leyes empíricas de los gases se basan en variables como la presión \(P\), el volumen \(V\), la temperatura absoluta \(T\) y la cantidad de sustancia \(n\). Sin embargo, a través de transformaciones algebraicas, es posible incluir otros parámetros derivados como la masa \(m\), la densidad  \(\rho\) o la concentración molar \(c\). Esto amplía la aplicación de estas leyes para describir el comportamiento de los gases en diferentes contextos.

Para designar el estado de una variable —ya sea inicial o final—, existen varias opciones de notación. Las más comunes son el uso de subíndices como 1 y 2, o las letras i y f. Sin embargo, la notación más utilizada en los textos de física, y la que usaremos aquí, es la siguiente: la variable sin subíndice representa el estado final, mientras que la misma variable con el subíndice 0 representa el estado inicial. Por ejemplo,  se refiere a la temperatura final, y ​a la temperatura inicial.

Propiedades de la ecuación de estado

La ecuación de estado del gas ideal tiene dos propiedades clave que simplifican su aplicación: la fusión de constantes y la división entre estados.

1- La fusión de constantes es un procedimiento que permite simplificar la ecuación del gas ideal (PV=nRT) cuando una o más variables (P, V, n, T) permanecen sin cambio. En estos casos, las variables constantes son absorbidas por la constante universal de los gases (R) para formar una nueva constante. Aunque este proceso se puede aplicar a cualquier conjunto de variables fijas, es especialmente relevante en la termodinámica de los gases cuando se examina la relación cuando la presión (1 atm) y la temperatura (0 °C) son constantes “condiciones de Cannizzaro”.

2- La división entre estados es un procedimiento algebraico que permite analizar un cambio de estado en un gas. Consiste en dividir la ecuación del estado final por la del estado inicial. Al hacerlo, la constante R se cancela, y se obtiene una ecuación de cambio de estado que relaciona los parámetros finales e iniciales del gas. Esta forma simplificada es fundamental para resolver problemas que involucran un cambio de estado, ya que no requiere el valor de R y permite resolver las leyes empíricas de los gases de manera directa. Con estas propiedades en mente, se procederá a presentar las leyes de los gases.

Miremos un ejemplo numérico.

Ejemplo 1.  Calcule la temperatura aproximada de un gas en kelvins si la presión es de 40 atmósferas, para 20 moles de gas en un volumen rígido de 80 litros. Etapa analítica. Como es un escenario sin cambios, usaremos la [Ley del gas ideal] en su forma de estado, y despejamos la temperatura final del gas Etapa numérica por factor marcado. Etapa numérica por álgebra simbólica.

Miremos un ejemplo de manejo de constantes.

Ejemplo 2.  Cierto gas ideal aumenta al doble su presión mientras mantiene su volumen constante y disminuye un tercio su temperatura. Si su cantidad inicial es de 20 moles, ¡cual será su cantidad final? Etapa analítica. Como es un escenario de cambio de estado usaremos [Ley del gas ideal] en su forma de cambio de estado, y despejamos la cantidad de gas. Como hablamos de cantidades en relaciones relativas podemos usar constantes unitarias, así por ejemplo si dicen que aumenta el doble, reemplazamos el inicial por 1 y el final por 2, si disminuye 10 veces, entonces el inicial 10 y el final 1. Etapa numérica por factor marcado. Etapa numérica por álgebra simbólica.

Desarrollo de la ley

La ecuación del gas ideal, también conocida como ecuación de Clapeyron o ecuación de Clausius-Clapeyron, representa uno de los grandes logros de la fisicoquímica del siglo XIX. Esta formulación permitió unificar las diversas leyes empíricas de los gases en una sola expresión coherente. La historia de esta ecuación es el resultado del trabajo progresivo de varios científicos europeos que investigaron el comportamiento de los gases bajo distintas condiciones.

Figura 2. [Émile Clapeyron] fue un ingeniero y físico francés clave en la termodinámica. Reformuló las ideas de Carnot mediante ecuaciones y diagramas, ayudando a volver cuantitativo el estudio del calor y las máquinas de vapor. Su nombre se asocia con la ecuación de Clausius-Clapeyron, fundamental para estudiar presión, temperatura y cambios de fase.

Figura 3. [Rudolf Clausius] fue un físico alemán fundador de la termodinámica moderna. Formuló la segunda ley de la termodinámica, introdujo el concepto de entropía y explicó procesos relacionados con calor, energía, presión, temperatura y gases. Su trabajo conectó el mundo molecular con las leyes macroscópicas de la materia.

Figura 4. [Henri Victor Regnault] fue un químico y físico francés clave en el estudio experimental de los gases, el calor y la termodinámica. Realizó mediciones precisas de presión, volumen y temperatura, mostrando desviaciones de los gases reales frente al modelo ideal. Su rigor experimental fortaleció la química física moderna.

El primero en dar un paso hacia una ecuación general fue el ingeniero y físico francés Émile Clapeyron, quien en 1834 reformuló los descubrimientos previos de Boyle (1662), Charles (publicados por Gay-Lussac en 1802) y Avogadro (1811) en términos de trabajo mecánico, usando las herramientas del cálculo diferencial. Clapeyron presentó una forma primitiva de la ecuación de estado combinada al estudiar el ciclo de Carnot. Más adelante, en las décadas de 1840 y 1850, el físico alemán Rudolf Clausius perfeccionó esta formulación en el contexto de su desarrollo de la termodinámica, estableciendo un vínculo más riguroso entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de sustancia de un gas. También fueron fundamentales los trabajos experimentales de Henri Victor Regnault, quien en ese mismo período realizó cuidadosas mediciones sobre gases reales y proporcionó una base empírica más precisa para validar los modelos ideales.

Orden didáctico

Esta ecuación permitió, por primera vez, una representación unificada de lo que antes eran leyes empíricas disgregadas, como la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley de Avogadro. Desde el punto de vista didáctico, resulta más económico aprender primero esta forma general, y luego derivar de ella los casos particulares, ya que cada ley empírica no es más que una simplificación de la ley del gas ideal en la que se mantienen constantes dos de los parámetros.

Referencias

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Clapeyron, É. (1834). Mémoire sur la puissance motrice de la chaleur. Journal de l’École Polytechnique, 14, 153–190.

Clausius, R. (1867). The mechanical theory of heat. John van Voorst.

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García García, J. L. (2025). Química general: Una guía moderna para bachillerato y universidad con enfoque algebraico. Ciencias de Joseleg. https://cienciasdejoseleg.blogspot.com/p/quimica-general-garcia.html

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