[Química de gases] Sección 3
[Leyes empíricas de los gases]
[Historia y aplicaciones de las leyes empíricas]
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 el último alquimista 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. La ley de Boyle explica la ventilación pulmonar al mostrar que
presión y volumen son inversamente proporcionales. En la inspiración, el
diafragma aumenta el volumen torácico y reduce la presión, permitiendo la
entrada de aire. En la espiración, ocurre lo contrario. Además, estas
variaciones facilitan la difusión alveolar de oxígeno y dióxido de carbono,
optimizando el intercambio gaseoso.
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 (densidad comparada al
agua) 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).
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 Avogadro, docente,
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.
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