LEY DE LOS GASES IDEALES

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
P.V = n. R. T

Donde:

P= Presión.
V= Volumen.
n = Moles de gas.
R = Constante universal de los gases ideales .
T = Temperatura en Kelvin.

Teoría cinética molecular
Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.

Todo gas ideal está formado por pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).
Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.
Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.
No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

Fuente:
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_los_gases_ideales