Las leyes empíricas de los gases, como la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley de Avogadro, describen el comportamiento macroscópico de los gases bajo distintas condiciones de temperatura, presión y volumen. Estas leyes, derivadas de la observación experimental, tienen numerosas aplicaciones prácticas tanto en la industria como en la investigación científica.
Figura
1. Robert Boyle. (Waterford, 25 de enero
de 1627-Londres, 31 de diciembre de 1691) fue un filósofo natural, químico,
físico e inventor. Es conocido
principalmente por la formulación de la ley de Boyle. además de que es generalmente considerado hoy
como el primer químico moderno y por lo tanto uno de los fundadores de la
química moderna. Su obra The Sceptical Chymist (El químico escéptico) es
considerada una obra fundamental en la historia de la química.
Desde el diseño de equipos de respiración
y propulsión hasta la predicción de reacciones químicas en condiciones
controladas, su utilidad es fundamental para entender y manipular sistemas
gaseosos. Además, estas leyes sientan las bases para el desarrollo de modelos
más complejos, como la ecuación de estado del gas ideal, y permiten
relacionar directamente las variables físicas con la cantidad de sustancia
involucrada. ¿Quieres que agregue ejemplos específicos de aplicación industrial
o experimental?
Ley de Boyle
Históricamente, las leyes individuales de los gases como las de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro fueron formuladas con base en observaciones empíricas antes de que se estableciera la ley de los gases ideales. Esta última unificó los modelos previos en una sola expresión matemática que permite resolver problemas prácticos con mayor facilidad.
Figura
2. El químico
escéptico: o las dudas y paradojas quimio-físicas (en inglés, The sceptical
chymist: or chymico-physical doubts & paradoxes, touching the spagyrist's
principles commonly call'd hypostatical; as they are wont to be propos'd and
defended by the generality of alchymists) es el título de la principal obra
científica de Robert Boyle, publicada en Londres en 1661, y por la que ha sido
llamado «fundador de la química moderna».
En ejercicios de lápiz y papel, dicha ley es especialmente útil, ya
que nos ayuda a identificar qué variables permanecen constantes, cuáles son
cambiantes y cuáles son medibles, estableciendo un paralelismo con la forma en
que la geometría se interpretó algebraicamente durante la Edad Media.
Robert Boyle, considerado uno de los fundadores de la
química moderna, fue pionero en estudiar las propiedades físicas del aire. Con
la ayuda de su asistente Robert Hooke, diseñó experimentos con tubos en forma
de J y mercurio, demostrando que la presión y el volumen de un
gas son inversamente proporcionales cuando la temperatura es constante.
Esta observación, conocida como ley de Boyle, fue una de las primeras
relaciones científicas expresadas matemáticamente en la historia moderna,
sentando las bases para una comprensión más precisa del comportamiento de los
gases.
Posteriormente, científicos como Edme Mariotte y Newton
aportaron ideas complementarias, aunque incompletas, hasta que la teoría
cinética de Maxwell y Boltzmann dio una explicación física más completa basada
en la teoría atómica. Esta evolución desde lo empírico a lo teórico
muestra cómo las leyes de los gases no solo explican fenómenos cotidianos como
la compresión del aire o la expansión térmica, sino que también forman la base
de modelos más amplios que aún se aplican en la ciencia y la tecnología
actuales.
Durante la inhalación, los pulmones se
expanden, disminuyendo la presión interna y permitiendo que el aire fluya hacia
ellos por difusión, llenándolos de aire. En la exhalación, los pulmones se
contraen, aumentando la presión interna y expulsando el aire al entorno
externo.
Figura
3. Relación entre el funcionamiento del
pulmón y la ley de Boyle.
La Ley de Boyle no solo tiene relevancia en el
sistema respiratorio, sino que también desempeña un papel fundamental en
diversas aplicaciones médicas e industriales. En la ventilación mecánica, es
esencial para controlar la presión y el volumen del aire en el tratamiento de
pacientes con problemas respiratorios. En la anestesia, se aplica para el
suministro controlado de gases anestésicos. La compresión y expansión de gases
en la fabricación de medicamentos se basa en sus principios, al igual que en la
industria química para controlar y monitorear gases en reactores químicos.
En la atmósfera, la Ley de Boyle se emplea en
física y meteorología para comprender cambios en la presión atmosférica con la
altitud. En la ingeniería de motores de combustión, es crucial para el
funcionamiento de cilindros, donde la compresión del aire y su mezcla con
combustible son esenciales. Los buceadores deben comprenderla, ya que la
presión del aire varía con la profundidad y afecta la respiración desde tanques
de aire comprimido.
Figura 4. El pistón y la ley de Boyle. En este diagrama, un pistón se utiliza para ilustrar la ley de Boyle, que establece que, a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión aplicada. Al comprimir el gas dentro del pistón, el volumen disminuye y la presión aumenta. Inversamente, al liberar el gas y aumentar el volumen, la presión disminuye, demostrando la relación descrita por Boyle.
La calibración de instrumentos de medición de
presión, la exploración espacial con sistemas de soporte vital, y la aplicación
en la industria alimentaria para controlar gases en fermentación y
conservación, son ejemplos adicionales. En sistemas de control de fluidos y
gases, como válvulas y tuberías, se utilizan los principios de la Ley de Boyle
para regular el flujo y la presión.
Ley de Charles
Paradójicamente, Jacques Charles nunca publicó el trabajo por el cual hoy se le recuerda, ni fue el primero ni el último en formular el descubrimiento que lleva su nombre. Entre el 2 y el 30 de octubre de 1801, John Dalton, en dos de una serie de cuatro ensayos, demostró experimentalmente que todos los gases y vapores que estudió se expandían en la misma proporción entre dos temperaturas fijas.
Figura
5. Jacques Charles (12 de noviembre de
1746 - 7 de abril de 1823), inventor, científico y matemático francés. Rompió
el récord de globo aerostático, el 27 de agosto de 1783. El 1 de diciembre de
ese año, junto con Ainé Roberts, logró elevarse hasta una altura de 1000
metros. Inventó varios dispositivos, entre ellos un densímetro (también llamado
hidrómetro), aparato que mide la gravedad específica de los líquidos.
Poco después, el 31 de enero de
1802, el científico francés Joseph Louis Gay-Lussac confirmó estos
resultados ante el Instituto Nacional Francés, aunque atribuyó el mérito al
trabajo inédito de Charles realizado en la década de 1780. Sin embargo, los
fundamentos de este comportamiento ya habían sido esbozados un siglo antes por Guillaume
Amontons y Francis Hauksbee.
Figura 6. Guillaume Amontons (1663–1705) fue un físico e inventor francés reconocido por sus trabajos sobre los gases y la temperatura. Desarrolló instrumentos para medir la presión y estudió cómo ésta se relaciona con la temperatura de un gas, anticipando lo que más tarde se conocería como la ley de Amontons, base de las leyes de los gases ideales.
Resulta notable que tantas sustancias diferentes se
comporten de forma tan uniforme. La explicación más aceptada proviene de James
Clerk Maxwell, quien alrededor de 1860 formuló una teoría cinética de los
gases: el volumen de un gas depende exclusivamente del movimiento de sus
moléculas. A temperaturas comunes, las moléculas se encuentran muy
separadas unas de otras, y su volumen propio es despreciable. Al desplazarse a
gran velocidad, estas moléculas rebotan constantemente contra las paredes del
recipiente, ejerciendo presión. Por ejemplo, dentro de un globo de helio, se
estima que unos 10²⁴ átomos golpean cada centímetro cuadrado por segundo
a velocidades cercanas a los 2 km/s, lo que explica su expansión y
flotabilidad.
La Ley de Charles tiene numerosas manifestaciones
cotidianas. Al abrir una lata de bebida fría, se observan burbujas, pero
si está caliente, la presión interna incrementada hace que el gas salga
bruscamente, expulsando parte del contenido. En la panadería, la
levadura genera dióxido de carbono, que al calentarse en el horno se
expande y da esponjosidad al pan o al pastel. También es fundamental
tener precaución: los aerosoles incluyen advertencias de no exponerlos a
temperaturas mayores a 50 °C, ya que el aumento de temperatura eleva la presión y el volumen de gas, con riesgo de explosión. Incluso se puede experimentar esta ley llenando un globo en
un día cálido y llevándolo a un lugar frío: el globo se
contrae al reducirse el volumen del gas y vuelve a expandirse con el calor.
Este principio rige también el funcionamiento de los globos
aerostáticos, cuyo gas caliente, menos denso, les permite elevarse.
Figura 7. El globo en tiempos de Charles. Durante el siglo XVIII, el globo aerostático simbolizó tanto el avance científico como el orgullo nacional, especialmente en Francia. Tras los vuelos pioneros de los hermanos Montgolfier, Jacques Charles perfeccionó la técnica usando hidrógeno, un gas más ligero que el aire. Estos logros despertaron el entusiasmo popular y reforzaron el prestigio científico francés.
Finalmente, esta ley llevó a conclusiones profundas sobre la
naturaleza del gas y su comportamiento en condiciones extremas. Como el volumen
de un gas depende de la energía cinética (vibración) de sus moléculas,
teóricamente es posible reducir su volumen a casi cero al eliminar por completo
ese movimiento. Al extrapolar las curvas de expansión térmica de diversos
gases, los científicos notaron que todas convergían hacia una misma temperatura
límite: -273.15 °C, conocida como el cero absoluto. Esta temperatura
representa el punto en el que las partículas dejarían de moverse por completo,
y es uno de los conceptos fundamentales en la termodinámica moderna.
Ley de Gay-Lussac
Joseph Louis Gay-Lussac (1778–1850) vivió en una
época marcada por profundas transformaciones políticas y científicas: las
revoluciones francesa y química. Su infancia transcurrió cómodamente como hijo
de un abogado acomodado con educación privada, pero su entorno se vio
abruptamente alterado por la agitación de la Revolución Francesa: su tutor huyó
y su padre fue encarcelado. A pesar de ello, Gay-Lussac se benefició del nuevo
orden al ser seleccionado para estudiar en la École Polytechnique,
institución revolucionaria destinada a formar líderes científicos y técnicos,
en especial para el ejército. Allí, tuvo como mentores a figuras como Pierre-Simon
de Laplace y Claude-Louis Berthollet, discípulos del célebre Antoine-Laurent
Lavoisier, pionero de la química del oxígeno. Su carrera académica
como profesor de física y química comenzó precisamente en esa institución.
Compartiendo el interés de Lavoisier por el estudio
cuantitativo de los gases, Gay-Lussac emprendió en 1801–1802 su primer gran
programa de investigación. Concluyó que volúmenes iguales de todos los gases
se expanden por igual con el mismo aumento de temperatura, hallazgo que hoy
se conoce como la Ley de Charles, ya que Gay-Lussac atribuyó el
descubrimiento a Charles, a pesar de que científicos como Amontons y Hauksbee
ya lo habían anticipado un siglo antes. En 1804, protagonizó una serie de ascensiones
en globo de más de 7 000 metros de altitud —una hazaña no igualada en 50
años— que le permitió estudiar el comportamiento de los gases a grandes
alturas. En estos vuelos, midió presión, temperatura, humedad y magnetismo, y
recogió muestras de aire que luego analizó químicamente.
Figura
8. Joseph-Louis Gay-Lussac. (Saint-Léonard-de-Noblat,
6 de diciembre de 1778-París, 9 de mayo de 1850) fue un químico y físico
francés. Es conocido en la actualidad por su contribución a las leyes de los
gases. En 1802, Gay-Lussac fue el primero en formular la ley según la cual un gas
se expande proporcionalmente a su temperatura (absoluta) si se mantiene
constante la presión (Ley de Charles) y que aumenta proporcionalmente su
presión si el volumen se mantiene constante (Ley de Gay-Lussac). También se le
cita como Louis Joseph en algunas fuentes de información.
Su segunda gran contribución fue la ley que relaciona la
presión con la temperatura de un gas a volumen constante, formulada también
entre 1800 y 1802. No obstante, su descubrimiento más influyente sería la ley
de los volúmenes de combinación, que muestra cómo los gases reaccionan en
proporciones volumétricas simples. Además, junto a Louis Jacques Thénard,
colaboró en las primeras investigaciones electroquímicas, incluyendo la
descomposición del ácido bórico con potasio fundido, lo que condujo al
descubrimiento del boro. También participaron en debates sobre la
redefinición de los ácidos, y desarrollaron un enfoque sistemático para
analizar compuestos orgánicos a través de su contenido de oxígeno e
hidrógeno.
La ley de Gay-Lussac encuentra aplicación en múltiples
situaciones cotidianas. Por ejemplo, en climas cálidos, el aire dentro de los neumáticos
puede expandirse tanto que la presión interna supera su límite de tolerancia,
provocando su explosión. De manera similar, la olla a presión funciona
porque, al elevarse la temperatura interna, la presión del vapor supera la
atmosférica, lo que permite cocer los alimentos más rápidamente sin que el agua
hierva a 100 °C. En la industria de los aerosoles, esta ley es
fundamental: el aumento de temperatura eleva la presión interna del envase, lo
que puede afectar el funcionamiento del producto o causar accidentes si no se
diseña adecuadamente. Finalmente, en la aviación, esta relación entre
presión y temperatura es clave. A medida que una aeronave asciende, la
temperatura ambiental disminuye, alterando la presión del aire. Por eso, los
aviones están equipados con sistemas de regulación de presión y temperatura,
asegurando un entorno seguro y confortable para pasajeros y tripulación. Todo
esto evidencia cómo la ley de Gay-Lussac no solo transformó la ciencia, sino
que también continúa rigiendo aspectos esenciales de nuestra vida moderna.
Ley de Avogadro
El conde Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, señor
de Quaregna y Cerreto, nació en 1776 en el seno de una distinguida familia
italiana de abogados. Siguiendo inicialmente la tradición familiar, estudió
derecho canónico y ejerció brevemente la abogacía antes de volcarse a su
verdadera pasión: las ciencias naturales. En el año 1800, comenzó sus estudios
en física y matemáticas, y realizó sus primeros experimentos junto a su
hermano, centrados en fenómenos eléctricos.
En 1809, Avogadro comenzó a enseñar ciencias naturales en un
liceo (escuela secundaria) en Vercelli. Fue allí, mientras estudiaba la densidad
de los gases, donde observó un fenómeno sorprendente: la combinación de dos
volúmenes de hidrógeno con uno de oxígeno producía dos volúmenes de
vapor de agua, tal como había sido reportado previamente por Gay-Lussac
en su ley de los volúmenes de combinación. Según la teoría atómica de John
Dalton, que sostenía que el agua era HO, Avogadro esperaba que se formara
solo un volumen de vapor. Esta discrepancia lo llevó a proponer que las
partículas elementales del oxígeno y del hidrógeno estaban compuestas por entidades
dobles: lo que hoy llamamos moléculas diatómicas.
Figura
9. Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro,
Conde de Quaregna y Cerreto (Turín, 9 de agosto de 1776 - 9 de julio de 1856), fue un físico y químico
italiano, profesor de física de la Universidad de Turín desde 1820 hasta su
muerte. Formuló la llamada ley de Avogadro, que dice que «volúmenes iguales de
gases distintos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen
el mismo número de moléculas». Avanzó en el estudio y desarrollo de la teoría
atómica, y en su honor se le dio el nombre al número de Avogadro.
En sus escritos, Avogadro usó el término
"molécula" en tres sentidos distintos: moléculas integrales
(similares al concepto moderno de molécula), moléculas constituyentes
(partes de una sustancia compuesta) y moléculas elementales (lo que hoy
se entiende por átomos). Además de proponer la existencia de gases
diatómicos, formuló lo que hoy se conoce como la hipótesis de Avogadro:
a igual temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen
el mismo número de moléculas. Esta idea fue fundamental para establecer la
relación entre el volumen de un gas y la cantidad de partículas presentes.
La hipótesis de Avogadro se formuló en la misma línea que
otras leyes empíricas de los gases, como la ley de Boyle (1662), la ley
de Charles (1787) y la ley de Gay-Lussac (1808). Publicada en 1811,
la propuesta de Avogadro permitió conciliar la teoría atómica de Dalton con las
proporciones volumétricas observadas por Gay-Lussac. En 1814, André-Marie
Ampère llegó de forma independiente a conclusiones similares. Por su mayor
notoriedad en Francia, la hipótesis fue conocida en ese país como hipótesis
de Ampère, y más adelante como hipótesis de Avogadro-Ampère o
incluso Ampère-Avogadro.
Décadas después, los trabajos experimentales de Charles
Frédéric Gerhardt y Auguste Laurent validaron la ley de Avogadro en
su forma molar, explicando por qué cantidades iguales de moléculas gaseosas
ocupan el mismo volumen bajo condiciones idénticas. Sin embargo, algunos
resultados con sustancias inorgánicas parecían contradecir la ley. Esta
aparente inconsistencia fue finalmente resuelta por Stanislao Cannizzaro,
quien, en el Congreso de Karlsruhe (1860), argumentó que tales
excepciones se debían a disociaciones moleculares a altas temperaturas,
reafirmando así la validez de la ley de Avogadro para determinar no solo masas
moleculares, sino también masas atómicas.
Referencias
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