Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras.
PROPIEDADES
- Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.
- Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
- Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
- Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.
LEYES DE LOS GASES
1 at= 760 mm Hg
La determinación de una ecuación de estado de los gases implica inevitablemente la medición de la presión, o fuerza por unidad de área, que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La presión de los gases comúnmente se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio.
El estudio sistemático del comportamiento de los gases le interesó a los científicos durante siglos. Destacan los nombres de varios investigadores que establecieron las propiedades de los gases.
LEY DE BOYLE-MARIOTTE
Matemáticamente sería:
P1 V1 = P2 V2
<perii>p..-2v=p5-v
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:
PV = k
Donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante k para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
P1 V1 = P2 V2
Donde:
P1= Presión inicial
P2= Presión final
V1= Volumen inicial
V2= Volumen final
Además si despejamos cualquier incógnita se obtiene lo siguiente:
P1 = P2 V2 / V1
V1 = P2 V2 / P1
P2 = P1 V1 / V2
V2 = P1 V1 / P2
Esta ley es una simplificación de la ley de los gases ideales o perfectos particularizada para procesos isotermos de una cierta masa de gas constante.
Junto con la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac, la ley de Avogadro y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres primeras leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases.
LEY DE CHARLES
En 1787, el físico francés J. Charles propuso por primera vez la relación proporcional entre el volumen y la temperatura de los gases a presión constante.
Charles fue el inventor del globo aerostático de hidrógeno. Como no publicó los resultados de sus investigaciones sobre gases, se atribuye también esta ley a gay-Lussac, quien comprobó el fenómeno en 1802.
A presión constante, el volumen se dobla cuando la temperatura absoluta se duplica.
LEY DE GAY LUSSACLa presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:
P1 / T1 = P2 / T2
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, 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 del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante.
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:
P1 / T1 = P2 / T2Donde:
P1= Presión inicial
T1= Temperatura inicial
P2= Presión final
T2= Temperatura final
Esta ley, al igual que la ley de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Es decir, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.
LA LEY GENERAL DE LOS GASES O LEY COMBINADA
Dice que una masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por la presión y la temperatura de dicho gas. Estudia el comportamiento de una determinada masa de gas si ninguna de esas magnitudes permanece constante.
Esta ley se emplea para todos aquellos gases ideales en los que el volumen, la presión y la temperatura no son constantes. Además la masa no varía. La fórmula de dicha ley se expresa: (V1 * P1) / T1 = (V2 * P2) / T2 Es decir, el volumen de la situación inicial por la presión original sobre la temperatura es igual a el volumen final por la nueva presión aplicada sobre la temperatura modificada.
La presión es una fuerza que se ejerce por la superficie del objeto y que mientras más pequeña sea ésta, mayor presión habrá.
Las variaciones de volumen de una masa determinada de gas tienen lugar con frecuencia por cambios simultáneos de presión y temperatura, para lo cual deberá usarse la siguiente fórmula matemática:
V1 . P1 . T2 = V2 . P2 . T1
Tomemos como referencia el ejemplo siguiente:
Cierta masa de un gas ocupa 200 litros a 95 ºC y 782 mm Hg ¿Cuál será el volumen ocupado por dicha masa de gas a 65 ºC y 815 mm Hg?
Lo primero que hay que hacer es la transformación de las unidades de temperatura
95 ºC = 368 º K y 65 ºC = 338 º K
Condiciones iniciales
V1 = 200 litros
P1 = 782 mm Hg
T1 = 368 ºK
Condiciones finales
V2 = ?
P2 = 815 mm Hg
T2 = 338 ºk
Utilizamos la fórmula V1 . P1 . T2 = V2 . P2 . T1 y despejamos V2
V2 = (V1 . P1 .T2) / (P2 . T1)
V2 = (200 l . 782 mm Hg . 338 ºK) / ( 815 mm Hg . 368 ºK) eliminando unidades comunes
V2 = 176,2 litros
V1 . P1 . T2 = V2 . P2 . T1
Tomemos como referencia el ejemplo siguiente:
Cierta masa de un gas ocupa 200 litros a 95 ºC y 782 mm Hg ¿Cuál será el volumen ocupado por dicha masa de gas a 65 ºC y 815 mm Hg?
Lo primero que hay que hacer es la transformación de las unidades de temperatura
95 ºC = 368 º K y 65 ºC = 338 º K
Condiciones iniciales
V1 = 200 litros
P1 = 782 mm Hg
T1 = 368 ºK
Condiciones finales
V2 = ?
P2 = 815 mm Hg
T2 = 338 ºk
Utilizamos la fórmula V1 . P1 . T2 = V2 . P2 . T1 y despejamos V2
V2 = (V1 . P1 .T2) / (P2 . T1)
V2 = (200 l . 782 mm Hg . 338 ºK) / ( 815 mm Hg . 368 ºK) eliminando unidades comunes
V2 = 176,2 litros
LEY DE DALTON
Los gases que no reaccionan pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción para dar lugar a mezclas homogéneas. La relación que explica la presión de los gases en estas mezclas es la ley de Dalton de las presiones parciales. Esta ley nos dice que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de cada elemento.P = PN2 + PH2 + PNH3 Donde P es la presión total de la mezcla y Px denota la presión parcial de x.
cuando tenemos una mezcla de gases cada uno de ellos se comporta como si estuviera solo, y eso viene muy bien porque si tu hallas en este problema la suma total de gases y te falta uno, no tienes más que restarlos. Es como si no interaccionaran y la presión de cada gas es la suya.
La ecuación de gases ideales PV=nRT es muy sencilla y se usa cuando tienes 3 variables y quieres saber la cuarta. Se usa muchísimo.
Entonces, tenemos que saber la P en atm, el volumen en litros, R es 0,082 atm l/mol K y la Tº va en kelvin (que es los ºC + 273.
Sustituyendo el volumen de todos los gases y la presión a la que está sometida, obtenemos los moles totales de la mezcla.
1,8*15=n*0,082*310
n=1,06 moles
Si a esta les restamos los 0,25 de SO3(20gr/80PM) los 0,02 de cloro (suponemos Cl2) y los 0,15 de C3H8, nos quedan 0,64 moles de NH4
Y estos son 11,52 gr
La ecuación de gases ideales PV=nRT es muy sencilla y se usa cuando tienes 3 variables y quieres saber la cuarta. Se usa muchísimo.
Entonces, tenemos que saber la P en atm, el volumen en litros, R es 0,082 atm l/mol K y la Tº va en kelvin (que es los ºC + 273.
Sustituyendo el volumen de todos los gases y la presión a la que está sometida, obtenemos los moles totales de la mezcla.
1,8*15=n*0,082*310
n=1,06 moles
Si a esta les restamos los 0,25 de SO3(20gr/80PM) los 0,02 de cloro (suponemos Cl2) y los 0,15 de C3H8, nos quedan 0,64 moles de NH4
Y estos son 11,52 gr
ECUACION DE ESTADO DE UN GAS IDEAL
Con todos los datos experimentales acumulados sobre las propiedades macroscópicas de los gases (cuando consideramos bajas densidades) se ha encontrado el siguiente hecho sorprendente: para cualquier conjunto de variables termodinámicas, un gas ideal satisface en estado de equilibrio la siguiente ecuación de estado
pV / NT = k, (forma molecular)
Donde
k= 1;38 x 10-23 JK-1
Es la constante de Boltzman.
Si el número de moles se define como
n= N/ NA
Donde
NA = 6;02 X1023 mol -1
NA es el número de Avogadro 
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