p·V = n·R·T relaciona la presión, el volumen, la cantidad de sustancia y la temperatura de un gas. Conocidas tres, la cuarta queda determinada: esta calculadora despeja cualquiera de las cuatro y añade el volumen molar y el número de partículas.
La temperatura se introduce en grados Celsius y se convierte internamente a kelvin, porque la constante de los gases está definida en julios por mol y kelvin. Ese es el error más repetido de todos: usar 20 en lugar de 293,15 equivocarse por un factor de quince.
22,4 o 22,7 litros: las dos cifras son correctas
Las tablas antiguas dan 22,414 l/mol como volumen molar de un gas ideal en condiciones normales; las modernas dan 22,711 l/mol. Las dos valen, solo que para presiones distintas: 22,414 l/mol a 0 °C y 101,325 kPa, es decir una atmósfera, y 22,711 l/mol a 0 °C y 100 kPa exactos.
La IUPAC cambió la presión estándar a 100 kPa en 1982 para que fuese una cifra redonda. Conviene por tanto mirar a qué estándar se refiere el enunciado antes de resolver un problema: la diferencia es del 1,3 %, suficiente para fallar por poco un ejercicio de examen.
Por qué la constante de los gases es exacta desde 2019
R = 8,314 462 618 153 24 J/(mol·K) ya no es un valor medido, sino la consecuencia de dos definiciones: la constante de Boltzmann y la de Avogadro, que desde la revisión del SI de 2019 tienen valores numéricos exactos. Quien la busque y encuentre todavía una incertidumbre detrás está mirando una fuente antigua.
En la práctica eso significa que la incertidumbre del resultado nunca viene de R, sino de los datos que se introducen: del manómetro, de la probeta y sobre todo del termómetro. Un grado de desviación a temperatura ambiente ya son un 0,34 %.
Dónde el gas ideal deja de serlo
La ecuación supone que las partículas del gas no ocupan volumen propio y no se atraen entre sí. En condiciones de laboratorio corrientes esa es una hipótesis excelente para el aire, el nitrógeno o el helio: la desviación se queda por debajo del uno por mil.
A presión alta y cerca del punto de ebullición deja de valer. El dióxido de carbono a 50 bar se aparta varios puntos porcentuales, y el vapor de agua justo por encima de los 100 °C también. Donde eso importa se recurre a la ecuación de Van der Waals o a factores de compresibilidad tabulados; para problemas de clase y estimaciones de laboratorio la forma ideal es suficiente.