LOS GASES

LOS GASES

1. PROPIEDADES DE LOS GASES

   • Para definir el estado de un gas se necesitan cuatro magnitudes: masa, presión, volumen y temperatura.
     • Masa
       • Representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n).
     • Presión
       • se define como la fuerza por unidad de área, F/A. La presión P, de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes del recipiente. La presión determina la dirección de flujo del gas. Se puede expresar en atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascales (Pa), kilopas- cales (kPa), Torricellis (torr) y bares (bar).
         • La presión de un gas se mide con un llamado manómetro industrial el cual mide la presión en recipientes o tuberías cerradas. En el estudio de los gases es necesario tener claridad sobre dos conceptos: la presión ejercida por un gas y la presión ejercida sobre el gas.
           • La presión ejercida por el gas es la que ejercen las moléculas del propio gas. Se le llama presión interna porque actúa desde adentro hacia afuera a través de los choques de sus moléculas con el recipiente que las contiene.
           • La presión ejercida sobre un gas corresponde a la fuerza que se ejerce sobre él, comprimiendo sus moléculas, para que ocupen un volumen determinado. Esta se llama presión' externa.
     • Volumen
       • es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dado por el volun:ien del recipiente que lo contiene, pues por lo general se desprecia el espac10 ocupado por las moléculas. El volumen (V) de un gas se puede expresar en m3, cm3, litros o mililitros.
     • Temperatura
       • Temperatura: es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor. Se define como el grado de movimiento de las partículas de un sistema bien sea un solido, un líquido O un gas. La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin (K), llamada también escala absoluta.

2. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES

   • La teoría cinética de los gases intenta explicar el comportamiento de los gases a partir de los siguientes enunciados:
     • +Los gases están compuestos por partículas muy pequeñas que pueden ser moléculas, átomos o tones. +Las fuerzas de atracción entre las partículas de un gas son débiles. +Las partículas de un gas se encuentran en un estado de movimiento rápido constante, chocan unas con otras Y con las paredes del recipiente que las contiene de una manera perfectamente aleatoria. +Todas estas colisiones moleculares son perfectamente elásticas; en consecuencia no hay pérdida de energía cinética en todo el sistema. +La energía cinética promedio por partícula del gas es proporcional a la temperatura medida en Kelvin (K) y la energía cinética promedio por partícula en todos los gases es igual a la misma temperatura.
       • Con estos enunciados es posible explicar el comportamiento de los gases frente a las variaciones de presión y temperatura. Por ejemplo
         • El aumento que experimenta el volumen de un gas cuando se aumenta la tempe- ratura, se explicaría de la siguiente manera: al aumentar la temperatura del gas, se aumenta la agitación térmica de sus partículas, es decir, las partículas se mueven con mayor velocidad y describen trayectorias mucho más amplias, de manera que el espacio ocupado por dichas partículas es mayor que el que ocuparían a temperaturas más bajas.
         • El aumento de presión que experimenta 1.1:n gas cuando se reduce su volumen se interpretaría de la siguiente manera: para una cantidad fija de partículas encerradas en un recipiente, la presión tanto mayor cuanto menor sea el volumen, ya que las colisiones de dichas partículas contra las paredes del recipiente serán tanto más fre- cuentes cuanto menor sea la cantidad de espacio disponible para sus movimientos.

3. El comportamiento de los gases es descripta por la Ley de los gases ideales, que a su vez puede comprenderse como la unión de otras leyes: Ley de Boyle. “El volumen de un gas varía de forma inversamente proporcional a la presión si la temperatura permanece constante.” Se expresa según la fórmula: P1xV1 = P2xV2.

   • JENNIFER YARLEY JIMENEZ PATIÑO 11-4

4. LEYES DE LOS GASES

   • para explicar el comportamiento de los gases ideales se propusieron leyes que facilitaron el estudio del estado gaseoso.
   • Ley de Boyle
     • En 1660, el químico inglés Robert Boyle (1 6~:-169 0 realizo una serie de experiencias que relacionaban el volumen Y la presión de un gas, a temperatura constante Boyle observó que cuando la presión sobre el gas aumentaba, el volumen se reducía y viceversa, cuando la presión disminuida, el volumen aumentaba.
       • Con base en los resultados de sus experimentos Boyle formulo la siguiente ley: A temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión que este eJerce.
         • La ley de Boyle puede expresarse matemáticamente como: V<X 1/P cuando T y n (moles)= Constantes. Al introducir una constante de proporcionalidad la ley se expresa como: p • V = k, donde p representa la presión, V el volumen y k es una constante de proporcionalidad. Es decir, si una determinada masa de gas ocupa un volumen v , cuando la presión es P y un volumen V2, cuando la presión es P2, el producto de la presión por el volumen tienen el mismo valor en ambas situaciones: V1 / V2 = P2/P1, entonces Pi · Vi = Pi · V2
   • Ley de Charles
     • La ley de Charles establece que: a presión constante el volumen de la masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura Kelvin (K). Esto significa que si latemperatura Kelvin (K) se duplica a presión constante, el volumen se duplica; si la temperatura se reduce a la mitad, el volumen se reduce a la mitad. Matemáticamente se expresa como: V/T = K (a presión constante)
       • donde V representa el volumen, T la temperatura y R la constante de proporcionalidad. Es decir, si una determinada masa de gas ocupa un volumen V1 , cuando la temperatura es T1 y si ocupa un volumen V2 a una temperatura T 2 , el cociente entre el volumen y la temperatura tiene el mismo valor en ambas situaciones: V1/T1 = V2/T2 , entonces, V1 T2 = V2 T1
   • Ley de Gay-Lussac
     • En 1808, el químico francés J. L. Gay-Lussac (1778-1850) logró establecer clara- mente la relación entre la presión y la temperatura de un gas: Si el volumen de un gas no cambia mientras lo calentamos, la presión del gas aumenta en la misma proporción en que se incremente la temperatura.
       • Esto significa que la presión que ejerce un gas es directamente proporcional a la temperatura, siempre que el volumen se mantenga constante. P/T = K (a volumen constante). Donde P simboliza la presión, T la temperatura y R la constante de proporcionalidad. En determinadas condiciones iniciales y finales de presión y volumen, cuando el volumen del gas no cambia, el cociente P/T es siempre el mismo es decir P1 / TI = P2 /T2, entonces, P1 T2 = P2 T1
   • Ley combinada de los gases
     • Las leyes de Boyle y de Charles se pueden combinar en una ley que nos indica a la vez la dependencia del volumen de una cierta masa de gas con respecto a la presión y la temperatura. Esta ley conocida, como ley combinada de los gases se enuncia como sigue:
       • para una masa de- terminada de cualquier gas, se cumple que el producto de la presión por el volumen dividido entre el valor de la temperatura es una constante:
         • P · V / T = K
           • El valor de esta constante depende de la masa y no del tipo de gas utilizado, ya que todos los gases se comportan de la misma manera. La ley combinada de los gases puede expresarse:
             • P1 · V1 / T1 = P2 · V2 / T2
               • y donde las temperaturas T1 y T2 se expresan en Kelvin (K).
   • Ley de Dalton o de las presiones parciales
     • John Dalton determinó que cuando se ponen en un mismo recipiente dos o más gases diferentes que no reaccionan entre sí: la presión ejercida por la mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos ellos. En otras palabras, cada gas ejerce una pre- sión independiente de las otras como si fuera el único gas dentro del recipiente.
       • En general, la ley de Dalton se puede expresar así: P total = P1 + P2 +P3 + ... Los subíndices (1, 2, 3) indican los distintos gases que ocupan el mismo recipiente
         • La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes del gas e independiente de la naturaleza. Para hallar la presión parcial de cada gas en una mezcla se multiplica la presión total por la fracción molar respectiva así:
           • P parcial (1) = X (1) · P total X = fracción molar
             • La fracción molar se define como el número de moles del componente (1) dividido entre el número de moles totales:
               • X (1) = n (1) / n(1) + n(2) + n(3) ...

5. Principio de Avogadro

   • En 1811, Amadeo Avogadro encontró experimentalmente que volúmenes iguales de todos los gases medidos a las mismas condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Dicho de otro modo,
     • V & n, es decir, V = K · n
       • Así, un número fijo de moléculas de cualquier gas siempre ocupa el mismo volumen en unas determinadas condiciones de presión y temperatura
         • Cuando la temperatura, la presión y el volumen de un gas se pueden medir entonces se aplica la ley de los gases ideales para calcular el número de moles del gas.
           • Bajo condiciones normales (273 K y 1 atm) y teniendo en cuenta que un mol equivale a 6,02 ? 1023 moléculas, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros. Por otro lado, el peso molecular de un gas es la masa de dicho gas que ocupa 22,4 litros a condiciones normales.

6. Ecuación de estado o Ley de los gases ideales

   • Combinando las leyes de los gases, se puede obtener una expresión que relacione las cuatro variables:
     • V & n ·T · 1 / P
       • Incorporando una constante de proporcionalidad, R (conocida también como constante universal de los gases ideales), obtenemos:
         • V = R · n · T / P . De donde R = P · V / n · T
           • Para condiciones normales, R es igual a 1 atm · 22,4 L /1mol ·273 K = 0,082 L · atm /mol · K
             • Finalmente, obtenemos la ecuación de estado para los gases ideales:
               • P · V = n · R · T

7. Gases reales

   • Bajo condiciones ordinarias de temperatura y presión, los gases reales siguen aproximadamente las leyes del gas ideal. Sin embargo, no las cumplen a bajas temperaturas y/o altas presiones.
     • Existen dos razones para estas desviaciones:
       • Fuerzas de atracción intermolecular. La teoría cinética supone que no existen fuerzas atractivas entre las moléculas de un gas. Sin embargo, tales fuerzas deben existir puesto que todos los gases pueden licuarse.
       • Volumen molecular. La teoría cinética supone que las moléculas de un gas son puntos en el espacio, con un volumen real no significativo. Por lo tanto en el cero absoluto, el volumen de un gas ideal es cero, lo cual no se cumple para gases reales, cuyas moléculas sí tienen vo- lumen.
         • La desviación es más pronunciada a mayores presiones, pues, las moléculas están más juntas y su volumen es una fracción mayor del volumen total. Este factor hace que el valor PV/RT sea mayor que 1. Teniendo en cuenta estos factores en 1873 Johanes van der Waals modificó la ecuación de estado para un gas ideal:
           • P + n^2 · a / V^2 · (V - nb) = nRT

8. Difusión de gases: ley de Graham

   • La difusión es el proceso por el cual una sustancia en forma gradual y uniforme, se dispersa a través de un espacio dado, debido al movi- miento de sus moléculas.
     • La difusión de los gases es rápida. Si dos cilin- dros, cada uno con un gas diferente, se colocan boca a boca, la difusión producirá pronto una mezcla homogénea de los dos gases. Esto sucede porque tal como lo supone la teoría cinética de los gases en estos no existen casi fuerzas de atracción entre las moléculas que los componen.
       • En 1829, Thomas Graham descubrió que los rangos de velocidad a los que los gases diferentes se difunden, bajo condiciones idénticas de T y P, son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades o también que el cociente de sus velocidades de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del cociente de sus masas moleculares.

9. Cálculos químicos en los que intervienen gases

   • Hasta este momento se ha hecho alusión a los procedimientos empleados para resolver problemas en los que intervienen sólidos y líquidos o sistemas combinados de ellos; sin embargo, son muy frecuentes las reacciones en estado gaseoso.
     • Aunque en la unidad de gases se discutirá con mayor profundidad este tema, vamos a mencionar de manera rápida algunos conceptos importantes para la elaboración de cálculos estequiometricos basados en sistemas gaseosos
       • Cuando se realizan cálculos en sistemas gaseosos es importante determinar con exactitud la temperatura y la presión del sistema.
   • La hipótesis de Avogadro
     • En 1811, Amadeo Avogadro (1776–1856) relacionó la teoría de Dalton y las experiencias de Gay–Lussac al proponer las dos hipótesis siguientes:
       • · Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos individuales sino agregados de dos átomos (moléculas). Hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, entre otros, son gases diatómicos. · Volúmenes iguales de todos los gases, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen un número idéntico de moléculas.
         • El principio de Avogadro permitió establecer el concepto de átomo y molécula: un átomo es la parte más pequeña de un elemento químico y una molécula es la parte más pequeña, con existencia individual estable, de una sustancia pura.
   • El volumen molar
     • Es el volumen que ocupa el mol de cualquier gas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (760 mm Hg de presión, es decir, 1 atm y 0 °C de temperatura), dicho volumen tiene un valor de 22,4 litros
       • Cuando en una reacción alguno o todos los reaccionantes y los productos son gases, las relaciones entre especies gaseosas pueden obtenerse utilizando la ley de GayLussac de los volúmenes de combinación, el principio de Avogadro y el concepto de volumen molar
   • Estéquiometría con gases
     • Como se vio en la unidad anterior, la estéquiometría es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas entre los reactivos Y productos en una reacción química.