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viernes, 2 de mayo de 2025

Historia y apliaciones de las leyes de los gases

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.

La Ley de Boyle se utiliza para explicar el funcionamiento del sistema respiratorio en el cuerpo humano, específicamente en la modificación del volumen pulmonar. Este proceso, guiado por la Ley de Boyle, conlleva cambios en la presión del aire dentro de los pulmones, generando una diferencia de presión entre el aire pulmonar y el entorno circundante. Esta variación de presión desencadena los procesos de inhalación y exhalación, ya que el aire fluye desde áreas de alta presión a bajas presiones.

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

Adcock, L. H. (1998). The egg in the bottle revisited: Air pressure and Amontons’ law (Charles’ law). Journal of Chemical Education, 75(12), 1567.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry, the central science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

Gay-Lussac, J. L. (1802). Recherches sur la dilatation des gaz et des vapeurs. In Annales de chimie (Vol. 43, pp. 137–175).

Hauksbee, F. (2017). An Account of an Experiment Touching the Different Densities of the Air, from the Greatest Natural Heat, to the Greatest Natural Cold in This Climate. Philos. Trans. R. Soc. Lond, 26, 313–324.

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural.

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.

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