Los gases

1. Los gases Es un tipo de materia que se encuentra regida bajo ciertos principios de presión y temperatura.

2. Propiedades de los gases No tienen forma fija. Su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Presentanexpansibilidad y compresibilidad. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.

3. Temperatura La temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas. Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras.

4. La presión En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica: P = F/S Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa). 1 Pa= 1 N/m2 Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mmHg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura.

5. En este caso la fuerza se correspondería con el peso (m·g) de la columna de mercurio por lo que P = m·g/S Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad por el volumen (m = d·V), si sustituimos será: P = d·V·g/S y dado que el volumen es el producto de la superficie de la base por la altura (V = S·h), tenemos P = d·S·h·g/S que podemos simplificar quedando: P = d·g·h La presión que ejerce el aire sobre la superficie de la tierra se llama presión atmosférica y varía de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar; se mide con un instrumento llamado barómetro.

6. Las medidas hechas a nivel del mar y a 0 °C dan un promedio de 760 mm de Hg que son equivalentes a 1 atm, a 101,3 kPa, a 1,0332 kg/cm2, a 7,6 x102 torr (Torricelli) o a 1,01325 bares, dependiendo de la unidad en la que se quiera expresar. que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del campo gravitatorio y la altura de la columna. Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos que: P = d·g·h P = 13600 kg/m3 · 9,8 N/kg · 0,76 m ˜ 101300 N/m2 = 101300 Pa La presión de un gas se mide con un aparato llamado manómetro.

7. Volumen Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro (L) y el mililitro (mL) Su equivalencia es: 1L = 1000 mL Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes. Es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas.

8. Cantidad de gas La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol (n). Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro: 1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas 1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos ¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!!

9. La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha sustancia: Con el siguiente simulador puedes calcular las masas molares de algunas sustancias puras como el hidrógeno, el metano, el cloro y el yodo. La medida es correcta cuando se enciende el testigo rojo.

10. Teoría cinética de los gases La teoría cinético-molecular, también llamada teoría cinética de los gases, que se basa en la idea de que todos los gases se comportan de la misma manera en lo referente al movimiento molecular. Sus postulados son: Las partículas de un gas se mueven en línea recta y al azar. Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre si o con el recipiente. El volumen de sus partículas es mucho menor que el volumen total del gas. Entre sus partículas no hay fuerzas de atracción ni repulsión. La Energía cinética media de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del gas.

11. Leyes de los gases ideales Recordemos que un gas ideal que presentan son aquellos gases cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales, entre estas leyes tenemos:

12. Ley de Boyle y Mariotte 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.

13. ¿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: 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: que es otra manera de expresar la ley de Boyle. (el producto de la presión por el volumen es constante)

14. Ley de Charles Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante. En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

15. ¿Por qué ocurre esto? Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior). Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Matemáticamente podemos expresarlo así: (el cociente entre el volumen y la temperatura es constante) Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá: que es otra manera de expresar la ley de Charles.

16. Ley de Gay- Lussac Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

17. ¿Por qué ocurre esto? (el cociente entre la presión y la temperatura es constante) Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.

18. Ley de Avogadro Relación entre la cantidad de gas y su volumen. Esta ley, descubierta por Amadeo Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles. Bajo condiciones normales (273 K y 1 atm) y teniendo en cuenta que un mol equivale a 6,02 x 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.

19. ¿Por qué ocurre esto? (el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante) Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original. Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así: Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá: que es otra manera de expresar la ley de Avogadro

20. 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. 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.

21. Ley de Dalton John Dalton determinó que cuando se ponen en un mismo recipiente dos o más gases diferentes que no reaccionan entre sí: la presión ejercidapor la mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parcialesde todos ellos. En otras palabras, cada gas ejerce una presión independiente de las otras como si fuera el único gas dentro del recipiente. En general, la ley de Dalton se puede expresar así: 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:

22. 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:

23. Densidad de un gas Si n es el número de moles para expresar en gramos, se tiene donde W es el peso de la muestra y M, el peso molecular. Reestructurando la ecuación anterior: igual a la densidad. Por lo tanto,