QUIMICA 10-3 JDM: LOS GASES

INTRODUCCIÓN

En el siguiente contexto daré a conocer las teorías tales como de gas , muchas de las leyes que incluye esta teoría para mayor entendimiento y comprensión del tema , la idea de este trabajo es que de manera didáctica y no tan monótona se pueda aprender y tener idea de algo sobre el tema que vamos a ver a continuación

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

-Conocer y profundizar en conceptos, formulas, leyes de estos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

-Reconocer cada formula y ley a partir de los recursos de este informe.

-Manejar y reforzar lo visto en clase.

MARCO TEÓRICO

Se conoce como gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Principalmente está compuesto por moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción entre sí que es lo que hace que no tengan forma y volumen definido, lo que ocurrirá es que este se expandirá y ocupará todo el volumen del recipiente que lo contiene.

Aunque generalmente al gas suele utilizárselo como sinónimo de vapor, esto solo ocurre con aquel gas que puede condensarse o presurizarse si se somete a una temperatura constante.

A diferencia de los sólidos que ostentan una forma bien definida y difícil de comprimir y de los líquidos que fluyen y fluyen, los gases se expanden libremente como bien decíamos más arriba y su densidad es muchísimo menor a la de los líquidos y sólidos.

PROPIEDADES DE LOS GASES

El gas no tiene volumen Propio: Presenta volumen igual al del recipiente donde se contiene.

No posee forma propia: Asume la forma del recipiente donde lo coloquemos.

Tiene gran compresibilidad: Capacidad de reducción de volumen, como también de expansibilidad, esto es, capacidad de doblar de volumen dependiendo de la presión a la que está sometido.

* En la licuefacción de un gas existe contracción de volumen

* La vaporización se caracteriza por el aumento de volumen

El gas posee Variables: V (Volumen); P (Presión); T (Temperatura)

La Presión es medida en atmósferas (atm.) y también puede ser medida en mm de Hg (milímetros de mercurio). A nivel del mar, ella equivale a la columna de Hg de 760 mm de alto.

Temperatura

Existen varias escalas: las mas importantes como hemos mencionado en otros artículos son Celsius, Kelvin y Farenheit. La temperatura absoluta es la medida de una escala cuyo cero es el más absoluto (la más baja temperatura que existe equivale a cero grado en la escala Kelvin).

Volumen

Se utilizan las unidades usuales de volumen (L, dm3)

RELACIONES Y ECUACIONES RESPECTO A LA VARIABLE

La relación entre Presión y Volumen Gaseoso

Un gas de masa fija, cuya temperatura es constante, tiene volumen inversamente proporcional a la presión del gas.

pV = K K = constante

La relación entre el volumen gaseoso y temperatura

Existe una relación directamente proporcional entre el volumen de la masa, fija a presión constante y la temperatura absoluta del gas:

Transformaciones Isobáricas: Existe constancia de presión y cambios de temperatura y volumen.

Relación entre Peso y Temperatura de un Gas

Entre la temperatura absoluta de un gas y la presión de su masa fija, la constante es también directamente proporcional.

Cuando ocurren variaciones de presión y temperatura, pero existe constante de volumen, las transformaciones son llamadas isocóricas, isométricas o isovolumétricas.

Gas Ideal y Gas Real

A continuación el modelo teórico ilustrado debajo, exactamente como el de las leyes químicas. El gas ideal no existe realmente. Los gases reales, o existentes, se aproximan de esa exactitud matemática.

Gas ideal – Gas real – Transformaciones:

Ecuación General – Gases Ideales

K = significa una constante

Gas en las condiciones normales – Temperatura y presión normales

Siglas usadas = C.N.T.P (condiciones normales de temperatura y presión)

Volumen normal

El mol en el gas ideal, cuando se aprecia C.N.T.P. (condiciones normales) tiene volumen = 22,4 litros en 1 mol de sustancia.

Ecuación

CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES

Es el caso en que el número de moléculas del gas es igual a un mol. Está representada por R. Cuando las condiciones de temperatura y de presión en gases cualesquiera son normales, existiendo también volúmenes iguales, el número de moléculas de ese volumen (V) es el mismo – en los gases ideales es aproximado a los gases reales. Esa es la Hipótesis de Avogadro.

Mezcla Gaseosa

Los gases son sometidos a presiones (presión corresponde a una variable de los gases). En las mezclas, cada gas sufre la presión como si estuviese solo – a esta condición se le da el nombre de presión parcial -. Ya la presión total de la mezcla gaseosa, representa la suma de las presiones parciales de los gases, principalmente de la mezcla.

Los gases en cuanto a la Densidad

Densidad Absoluta

Es el resultado de la división de la masa por el volumen. En el caso de la molécula, significa también la división entre masa y volumen.

Densidad Relativa

Se trata de un número puro, resultante de relaciones de la misma magnitud.

Las mezclas gaseosas – Características y Propiedades

Difusión

Fenómeno a través del cual los gases se mezclan de forma rápida y homogénea, formando un sistema monofásico. Cuando ocurre su salida a la atmósfera, ellos se esparcen, vale decir, se difunden.

Efusión

La efusión de los gases se da por el pasaje de los gases a través de pequeños orificios. La velocidad del fenómeno efusión (también válidos para la difusión) está dada por la Ley de Graham:

La velocidad de efusión o difusión se da en proporción de sus densidades

Densidad – Relación entre masas molares

Ecuación de la Ley de Graham o de la Velocidad

Leyes de los Gases

LEY DE BOYLE

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

$$P \cdot V = k$$

(el producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

$$P_1 \cdot V_1 = P_2 \cdot V_2$$

que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

LEY DE CHARLES

La Ley de Charles es una ley de los gases que relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas a presión constante.

En 1787 Charles descubrió que el volumen del gas a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en grados Kelvin): V = k · T (k es una constante).

Por lo tanto: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

Lo cual tiene como consecuencia que:

Si la temperatura aumenta el volumen aumenta
Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

Representación esquemática de la Ley de Charles

Nota: también se le llama Ley de Charles y Gay-Lussac por un trabajo publicado por este último en 1803.

Ejemplos de Ley de Charles:

Ejemplo 1: Calentamos una muestra de Hidrógeno (H₂) a la presión constante de 1 atmósfera. Empezamos con 75 ml a 100ºK (-173ºC) y vamos subiendo de 100 en 100. Los valores del volumen obtenidos han sido:

Estado 1: 100ºK y 75 ml → V/T = 0,75 = k
Estado 2: 200ºK y 150 ml → V/T = 0,75 = k
Estado 3: 300ºK y 225 ml → V/T = 0,75 = k
Estado 4: 400ºK y 300 ml → V/T = 0,75 = k
Estado 5: 500ºK y 375 ml → V/T = 0,75 = k

La ley de Gay-Lussac:

La Ley de Gay-Lussac es una ley de los gases que relaciona la presión y la temperatura a volumen constante.

En 1802 Gay-Lussac descubrió que a volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura (en grados Kelvin): P = k · T (k es una constante).

Por lo tanto: P₁ / T₁ = P₂ / T₂

Lo cual tiene como consecuencia que:

Si la temperatura aumenta la presión aumenta
Si la temperatura disminuye la presión disminuye

Representación esquemática de la Ley de Gay-Lussac

Ejemplos de Ley de Gay-Lussac:

Ejemplo 1: Calentamos una muestra de aire a volumen constante. Empezamos en condiciones ambiente, es decir, presión de 1 atmósfera y temperatura de 22ºC (295ºK) y vamos subiendo de 100 en 100ºK. Los valores de presión obtenidos han sido:

Estado 1: 295ºK y 1,00 atm → P/T = 0,00339 = k
Estado 2: 395ºK y 1,34 atm → P/T = 0,00339 = k
Estado 3: 495ºK y 1,68 atm → P/T = 0,00339 = k
Estado 4: 595ºK y 2,02 atm → P/T = 0,00339 = k
Estado 5: 695ºK y 2,36 atm → P/T = 0,00339 = k

resultados del experimento

Ejemplo 2: un gas ocupa un recipiente de 1,5 litros de volumen constante a 50ºC y 550 mmHg. ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 770 mmHg?

Solución: relacionamos temperatura con presión a volumen constante, por lo tanto aplicamos la Ley de Gay-Lussac: P₁ / T₁ = P₂ / T₂, donde:
- T₁ = 50ºC → 50 + 273 = 323ºK
- P₁ = 550 mmHg
- P₂ = 770 mmHg
- T₂ = ?
Despejamos T₂:
- P₁ / T₁ = P₂ / T₂ → T₂ = P₂/ (P₁ / T₁ )
- T₂ = 770/ (550 / 323) = 452,2 ºK

Ley General de los Gases:

La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes:

Ley de Boyle: P₁ · V₁ = P₂ · V₂
Ley de Gay-Lussac: P₁ / T₁ = P₂ / T₂
Ley de Charles: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula que es aplicable para una misma cantidad de gas:

P₁ · V₁ / T₁ = P₂ · V₂ / T₂

donde:

P es la presión
V es el volumen
T es la temperatura absoluta (en grados Kelvin)

Ejemplos de la Ley General de los Gases:

Ejemplo 1: un gas tiene una presión de 600 mmHg, un volumen de 670 ml y una temperatura de 100ºC. Calcular su presión a 200ºC en un volumen de 1,5 litros.

Solución: tenemos masa constante de gas por lo que podemos aplicar la Ley General de los Gases: P₁ · V₁/ T₁ = P₂ · V₂ / T₂ , donde:
- P₁ = 650 mmHg
- V₁ = 670 ml = 0,67 litros
- T₁ = 100ºC = 373ºK
- P₂ = ?
- V₂ = 1,5 litros
- T₂ = 200ºC = 473ºK
Despejamos P₂ :