VOLUMEN DE UN GAS EN CONDICIONES NORMALES

Uno de los datos más curiosos que se emplean en la resolución de problemas de Química es el del volumen de un gas en condiciones normales. Por condiciones normales se entiende un ambiente de aproximadamente 25 º C de temperatura y 1 atm de presión. Bajo estas condiciones se sabe empíricamente que el volumen de un mol un gas es siempre de unos 22,4 litros.

VAN HELMHOLTZ

Van Helmholtz - clasifica diferentes tipos de gases

LEYES DE DALTON

John Dalton, quien conocemos también por ser alguien que padecía una anomalía visual que le impidía distinguir uno de los tres colores primarios y a la que dió nombre (daltonismo), formuló en el año 1801 la Ley de las presiones parciales, según la cuál, la presión total de una mezcla de gases ideales en un recipiente cerrado es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de estos gases si estuviera sólo ocupándolo todo.

Esta Ley puede ser fácilmente demostrada a día de hoy a partir de la Ley de los Gases Ideales, pero téngase en cuenta que ni esta segunda ley ni siquiere el concepto de mol existía cuando se formuló la Ley de Dalton a partir de observaciones experimentales.

LEY DE LOS GASES IDEALES

La famosa ecuación general de los gases ideales que unifica las leyes de Boyle-Mariotte y de Gay-Lussac fue establecida precisamente por Gay-Lussac a principios del siglo XIX.

P·V = n·R·T

Un gas se considera ideal cuando sus moléculas se comportan como puntos que no ocupan un espacio ni interactúan entre ellas. Los gases cuyo comportamiento mejor se aproxima al de un gas ideal son los monoatómicos y en general bajo condiciones de baja presión y temperatura.

LEY DE PROUST

Louis Proust, amigo personal de Lavoisier, estableció en el año 1795 durante su estancia como profesor en el Real Colegio de Artillería de Segovia, la ley de las proporciones ponderales, según la cual los elementos químicos se combinan para formar compuestos manteniendo siempre una relación de proporcionalidad constante entre sus masas.

Esta ley es la que está detrás de que en las fórmulas de los compuestos químicos se utilizen números enteros como índices y sentó las bases de la teoría atómica de Dalton.

Así es como fue enunciada: "Cien libras de cobre disueltas en ácido sulfúrico o nítrico que precipitan dando lugar a carbonato de sodio o potasio, invariablemente dan lugar a 180 libras de carbonato verde".

EL NACIMIENTO DE LA NUEVA QUÍMICA

La Química moderna tal y cómo la conocemos hoy en día surge de los cimientos que pusieron dos grandes hombres en Francia y Rusia: Antoine Lavoisier y Mijail Lomonosov. El reconocimiento oficial recae más sobre el primero pero eso se debe en parte a que en el siglo XVIII había poca gente que supiera traducir el ruso a otras lenguas europeas.

Lavosier no hizo sino reproducir una serie de experimentos de otro científicos de los siglos XVII y XVIII de forma extremadamente minuciosa, tales como la calcinación y la combustión de los metales, tomando medidas de todas las magnitudes físicas posibles (presión, temperatura, masa), antes y después de una reacción química. Además catalogó y clasificó gran cantidad de elementos, entre los que destacan el oxígeno y el hidrógeno, dejando atrás la caduca teoría del flojisto, y creó una nueva nomenclatura.

Los trabajos de Lavoisier fueron la culminación del trabajo experimental previo realizado por un grupo de científicos que se conocen como los químicos neumáticos, que hicieron importantes hallazgos gracias a la cuba neumática inventada por Stephen Hales. El interés por el estudio del la presión y el vacío provenía del experimento de la máquina neumática realizado por Otto von Gericke más de un siglo atrás.

Todo ese devenir cogió el testigo de la herencia científica dejada por Robert Boyle, conocido por la ley en la que establece la relación entre presión y volumen PV y que fue el primero que verdaderamente instauró el uso de la razón, la duda y la experimentación en el estudio de las Leyes de la Naturaleza tal y como queda bien ilustrado en su libro El químico escéptico.

LAVOISIER Y LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

¿Cómo es posible que los metales durante su calcinación ganen en peso a la vez que liberan un determinado gas al ambiente? Esto mismo es lo que le llamó la atención a Lavoisier y se tomó la molestia de verificarlo reproduciendo experimentalmente el proceso con plomo y con estaño.

El otro proceso que le interesaba a Lavoisier era la combustión. También la estudió experimentalmente para el fósforo y para el azufre y constató que el humo blanco que se liberaba pesaba más que la cantidad de reactivo que había sufrido la combustión.

Lavoisier tuvo la visión de unificar ambos procesos sugiriendo que la reacción esencial en ambos casos era la misma y en ella lo que pasaba es que se fijaba algún elemento del aire y eso era lo que hacía que aumentara la masa (hoy sabemos que se trataba de CO2).

Pero Lavoisier no solamente sugirió sino que midió experimentalmente y con gran precisión el peso del metal y del aire contenido en un recipiente estanco antes de su calcinación y al fin de la misma, constatando que el peso total se conservaba. Luego cuando abrió el recipiente estanco comprobó que una cierta cantidad de aire entraba al mismo (para reemplazar la parte de aire que se había fijado al metal calcinado). De igual manera reprodujo el proceso de síntesis experimental de agua descubierto por Cavendish, demostrando de igual manera la conservación de la masa durante el mismo.