Unidad 11
Gases
11.1 Teoría cinética de los gases
El estado gaseoso se caracteriza por:
1. Son compresibles, está propiedad consiste en disminuir el espacio vacío que hay entre sus moléculas.
2. El volumen de un gas no es definido, ocupa el del recipiente que los contiene.
3. Debido a su baja densidad el proceso de difusión es más rápido que en los otros estados.
El comportamiento ideal de los gases se encuentra postulado en la teoría cinética que afirma lo siguiente.
1. la energía cinética de las moléculas que componen un gas es directamente proporcional a temperatura.
2. Las partículas que componen un gas se encuentran en continuo movimiento al azar y describiendo líneas rectas.
3. Los gases presentan partículas pequeñas esféricas de tamaño inferior a la distancia que las separa.
11.2 Presión de los gases
La presión en los gases es producida por el choque de las moléculas del gas entre sí y contra las paredes del recipiente.
Un ejemplo práctico lo vemos en la presión que ejerce la atmósfera sobre la tierra y los cuerpos que se encuentren sobre la misma; al anterior fenómeno le damos el nombre de presión atmosférica.
Ejemplo:
En el anterior sistema aplicamos una fuerza F sobre el embolo ocasionando un choque de las partículas contra las paredes del recipiente (presión). La presión atmosférica varía según el sitio de la tierra donde la tomemos.
La mayor presión atmosférica se encuentra a nivel del mar y disminuye con la altura, para medirla utilizamos el barómetro inventado por, Evangelista Torriceli físico italiano en 1664.
A nivel del mar, la presión medida en el barómetro se le denomina, una atmósfera de presión (1 atm), y equivale a:
1 atm = 76 cm Hg = 760 mm Hg = 760 torr.
1 atm = 760 torr.
Si presión es fuerza por unidad de área.
Ejemplos: ¿ A cuántos milímetros mercuriales equivalen: 3 atmósferas y 1 Pascal?
11.3 Temperatura de los gases
Las partículas en virtud de su movimiento poseen una energía cinética, en los gases a una temperatura dada la energía es constante, por lo tanto, la temperatura es, medida de la energía cinética y se expresa en la escala Kelvin (°K).
11.4 Leyes que rigen los gases
11.4.1 Ley de Boyle
Si en un recipiente mantengo constante la temperatura y aumento la presión, el volumen del gas disminuye.
La gráfica anterior nos muestra un aumento de la presión en el sistema uno, dando como resultado un sistema dos con un volumen menor
11.4.2 Ley de Charles
El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura si la presión y el numero de moles son constantes.
En las gráficas anteriores un aumento de la temperatura del sistema uno origina el sistema dos con un mayor volumen
11.4.3 Ley de Gay-Lussac
Si se mantiene el volumen de un gas constante la presión varía directamente proporcional a la temperatura, a mayor temperatura mayor presión del gas.
En la medida que en un sistema gaseoso que presente un volumen constante adicionamos calor el movimiento cinético de las moléculas del gas aumentara y estas chocaran entre sí y con las paredes del recipiente aumentando la presión
En la gráfica anterior al aumentar la temperatura del sistema uno el movimiento cinético de las partículas se incrementa originando el sistema dos que presenta una mayor presión.
11.4.4 Ley de Charles - Boyle
Se deduce al combinar la ley de Charles a presión constante y la ley de Boyle a temperatura constante y n constante:
A la anterior ecuación se le conoce como la ecuación combinada de los gases.
Y la interpretamos de la siguiente manera, el volumen de una cantidad constante de gas es directamente proporcional al cambio de temperatura; e inversamente proporcional a la variación de la presión.
11.4.5 Avogadro nos cuenta su experimento con los gases
Amadeo Avogadro, físico italiano estableció las relaciones entre las siguientes variables de un gas. Volumen, número de moléculas, número de moles.
Una vez analizadas las variables postulo: "A volúmenes iguales de diferentes gases en condiciones similares de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas y de moles." El anterior postulado determina que un mol de gas ocupa un volumen de 22.4 lt a condiciones normales (C.N.) Las condiciones normales de un gas están dadas por:
Temperatura de 273 °K
Presión de 1 atm
11.4.6 Ecuación de estado para gases ideales
En esta ecuación involucramos presión, temperatura, volumen, número de moles y la constante universal de los gases ideales.
Para hallar el valor de la constante de los gases ideales, resolvamos el siguiente interrogante:
Hallar el valor de la constante, si asumimos 1 mol de gas a condiciones normales.
11.4.7 Dalton y las presiones parciales de los gases
Para entender la ley de Dalton imaginemos un recipiente con una mezcla gaseosa formada por los gases x,y,z,w. La presión total de la mezcla gaseosa será la suma de las presiones parciales de cada gas.
11.4.8 El peso de las moléculas y las observaciones de Graham Thomas Graham
en 1.828 observando las moléculas de los gases notó:
1. Los gases con moléculas pesadas difunden lentamente.
2. Los gases con moléculas livianas difunden rápidamente. Graham tomando como base estos postulados y otras observaciones concluyó: "La velocidad de difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus masas o densidades".
En la fórmula anterior observamos las velocidades (1-2) y las densidades (1-2) de dos gases diferentes.
La gráfica anterior las moléculas del sistema uno difunden más rápido que las del sistema dos, ya que presentan una menor densidad.
11.5 Ejercicios de aplicación
2 En un recipiente tengo 3 atm de helio, 2 atmósferas de oxigeno diatómico y 1 atmósfera de hidrógeno diatómico.
¿Cuál es la presión de la masa gaseosa? Para resolver el anterior ejercicio aplicamos la ley de Daltón de las presiones parciales.
