Los Gases

Son partículas muy pequeñas que pueden ser átomos o moléculas que están en movimiento continuo y al azar.

Características

  • Se expanden espontáneamente para llenar el recipiente que los contiene (el volumen del gas es igual al del recipiente).
  • Son compresibles.
  • Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros sin importar las identidades o las propiedades relativas de los gases.
  • Los gases tienen sus moléculas relativamente apartadas.
  • No se pueden modelar con arreglos moleculares repetidos.
  • Cada partícula queda completamente separada de las otras.

Propiedades más fáciles de medir

  • Temperatura
  • Presión
  • Volumen

Presión

Es una propiedad que exhiben todos los gases confinados en un recipiente y se entiende como la fuerza (F) que actúa en un área (A) dada.

Presión = p = F/A = fuerza/área

Leyes de los Gases

Son las leyes que muestran las relaciones entre las propiedades de los gases.

  • Ley de Boyle
  • Ley de Charles
  • Ley de Avogadro
  • Ley del Gas Ideal que las combina todas

Ley de Boyle (la relación entre el volumen y la presión)

El volumen de una cantidad fija de gas mantenido a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.

Se describe numéricamente así: p1V1 = p2V2

Robert Boyle
  • Estudia la relación entre la presión ejercida sobre un gas y el volumen resultante.
  • Utiliza un tubo en forma de J y emplea Hg para ejercer presión sobre el gas.

Ley de Charles: Relación entre la Temperatura y Volumen

El volumen de una cantidad fija de gas a presión constante se incrementa linealmente con la temperatura, esto se describe así: v1/t1 = v2/t2

Ley de Avogadro: la relación entre la cantidad de gas y el volumen

El volumen de un gas a presión y temperatura constantes es directamente proporcional al número de moles de gas.

Esto se describe numéricamente así: v1/n1 = v2/n2

Ley de Gases Ideales

Es la combinación de las leyes de Boyle, Charles y Avogadro.

Las 3 leyes de los gases derivadas de las relaciones entre dos propiedades físicas de un gas mientras se mantiene los dos restantes constantes son:

  • Ley de Boyle V ∝ 1/p (n y T, constantes)
  • Ley de Charles V ∝ T (n y p, Constantes)
  • Ley de Avogadro V ∝ n (p y T constantes)

Al combinarse una sola relación se obtiene una Ley de los gases más general:

V ∝ nT/p

Si a la constante de proporcionalidad la llamamos R se obtiene:

V = R(nT/p)

Si a la constante de proporcionalidad la llamamos R se obtiene:

pV = nRT

Gas Ideal

Es aquel cuyo comportamiento físico queda descrito correctamente por la ecuación anterior.

Ley de Dalton (1766-1844) de las Presiones Parciales

“La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada uno ejercería si estuviese solo” pt = p1 + p2 + p3…

Presión Atmosférica Estándar o Normal

Corresponde a la presión típica al nivel del mar. Es la presión necesaria para soportar una columna de 760 mm de altura de mercurio.

Relaciones entre las unidades de presión más comunes

1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 × 105 Pa = 101.135 kPa

(1 torr = 1 mmHg)

Determinación de la masa molar

Si conocemos el volumen ocupado por un gas a una cierta T y P podemos despejar la ecuación de los gases ideales la cantidad de gas expresada en moles. Como el número de moles del gas es igual a la masa del gas dividida por la masa molar, si conocemos la masa y número de moles de gas, podemos despejar la expresión n = m/M, la masa molar, M. Otra alternativa es hacer la sustitución n = m/M directamente en la ecuación de los gases ideales PV = mRT/M

Densidades de los gases

Para determinar la densidad de un gas se puede empezar por la ecuación de la densidad d = m/V. A continuación se expresa la masa del gas como el producto del número de moles del gas por su masa molar: m = n × M. Esto se lleva a d = m/v = n × M/V = n/v × m

Las densidades de los gases difieren de las densidades de los sólidos y los líquidos en 2 aspectos importantes:

  1. Las densidades de los gases cambian mucho con la P y la T, aumentando al aumentar la P del gas y disminuyendo al aumentar la T. Las densidades de los sólidos y los líquidos también cambian un poco al modificarse la T, pero apenas cambian con la presión.
  2. La densidad de un gas es directamente proporcional a su masa molar. No existe una relación sencilla entre la D y la MM de los sólidos y los líquidos.

Presión Atmosférica y Barómetro

Debido a la gravedad, la atmósfera ejerce una fuerza hacia abajo y por lo tanto una presión en la superficie de la tierra.

Medición de la presión atmosférica

Se mide con un barómetro el cual se describe a continuación:

  • Un tubo de vidrio con una longitud algo mayor a 760 mm se cierra por un lado y se llena de mercurio.
  • El tubo lleno se invierte y se coloca en un plato con mercurio, de manera que no entre el aire.
  • Algo de mercurio fluye fuera del tubo, pero la columna de mercurio permanece en el mismo. El espacio superior del tubo es esencialmente vacío.
  • Si el plato se abre a la atmósfera, la presión fluctuante de esta cambiará la altura del tubo.

Los manómetros y la presión de un gas encerrado

Los manómetros se emplean para medir la presión de un gas encerrado en un recipiente. Operan de manera parecida al barómetro y normalmente se hacen con mercurio.

Para definir el estado o condición de un gas se necesitan únicamente 4 variables:

  • Temperatura T
  • Presión P
  • Volumen V
  • Cantidad de materia, es decir el número de moles, n