DEPARTAMENTO DE CIENCIAS & TECNOLOGÍA Gases y sus Propiedades

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Capítulo 12: Gases y sus Propiedades

Ojeada al Capítulo

Con el capítulo 12, se comienza un estudio más profundo sobre los estados de la materia. Los gases son en cierto sentido los más fáciles de entender porque se puede a menudo ignorar fuerzas intermoleculares y asumir que el tamaño de las partículas es tan pequeño, que no tenemos que tomarlos en cuenta al determinar el volumen disponible para estos gases moverse. Comenzamos explicando lo que entendemos por presión de un gas y por definir varias unidades asociadas con presión y demostrando como interconvertir entre estas. Entonces estudiaremos algunas leyes de dos variables respecto a los gases. La Ley de Boyle dice que la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales (a valores de T y de n constantes; T se refiere a temperatura y n se refiere al número de moles). La ecuación matemática que debe aprender para expresar esta ley es:

P1V1 = P2V2

La Ley de Charles dice que el volumen y la temperatura de un gas son directamente proporcionales (a valores constantes de P y de n). La ecuación matemática que debe aprender para esta ley de los gases está dada por:

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La Ley General de los Gases combina estas dos leyes en una (a valores constantes de n):

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La hipótesis de Avogadro dice que volúmenes iguales de gases bajo las mismas condiciones de presión y de temperatura, tendrán igual número de partículas. La Ley de los Gases Ideales es:

PV = nRT

Usted aprenderá a usar esta ecuación para resolver muchos problemas. R es la constante de los gases. R = 0.082057 L atm/mol K = 8.3145 J/mol K. Debido a que uno de los términos envueltos en la Ley de los Gases Ideales es el número de moles, esta ecuación es también util al resolver problemas de estequiometría que envuelvan gases. La Ley de Dalton dice que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla.. Al trabajar con lla Ley de Dalton, la unidad de concentración recibe el nombre de fracción molar. La fracción molar de un componente A en una mezcla se calcula como sigue:

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La teoría que usaremos para explicar el comportamiento de un gas es la teoría cinético-molecular. Esta propone que los gases consisten de pequeñas partículas (átomos o moléculas) en movimiento. Podemos usar esta teoría para predecir relaciones en la Ley de los Gases Ideales. En un gas, las partículas no se mueven todas a la misma velocidad; hay una distribución de velocidades. Si aumentamos la temperatura, la energía cinética de las partículas aumenta; más partículas se moverán a velocidades mayores. Si tenemos dos gases a la misma temperatura, las partículas en el gas con la mayor masa molar se moverán a una velocidad promedio menor. La Ley de Gram. de efusión es:

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A condiciones de alta presión y/o baja temperatura, algunos postulados de la Ley de Gases Ideales no parecen cumplirse. Bajo estas circunstancias, la ecuación de van der Waals algunas veces provee resultados más precisos. La ecuación incluye términos de corrección para fuerzas intermoleculares (a) y volumen molecular (b).

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Términos Claves

Metas del Capítulo

Al finalizar este capítulo, el estudiante deberá ser capaz de:

●        Entender la base de las leyes de los gases y conocer como utilizar esas         leyes.

1. Describir como medidas de presión son llevadas a cabo y trabajar con las unidades de presión, especialmente atmósferas (atm) y milímetros de mercurio (mmHg).

Presión se define como fuerza por unidad de área. Las presiones son medidas usualmente con un barómetro. Un barómetro se puede construir usando un tubo sellado en un extremo llenándolo completamente con un líquido (usualmente mercurio), cubriendo el extremo abierto del tubo, colocando el extremo abierto en un envase que contenga el mismo líquido que está dentro del tubo, y destapando entonces el extremo abierto del tubo de tal modo que quede bajo la superficie del líquido en el envase. El líquido dentro del tubo irá entonces bajando hasta que la presión ejercida por el líquido en el tubo exactamente balancee la presión ejercida por la atmósfera sobre el líquido en el envase. Medimos la altura desde la superficie del líquido en el envase hasta la superficie del líquido dentro del tubo. Esta altura será proporcional a la presión. Este seguro de que entiende la figura 12-2 de su texto.

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Figura 12.2 Un barómetro. La presión de la atmósfera sobre la superficie del mercurio en el plato, es balanceada por la presión ejercida hacia abajo por la columna de mercurio. EL barómetro fue inventado en 1643 por Evangelista Torricelli (1608-1647). Una unidad de presión llamada el torr en su honor es equivalente a 1 mm Hg.

El mercurio en este tipo de barómetro subirá a una altura de 760 mm a nivel del mar. Una atmósfera estándar (1 atm) se define exactamente como 760 mm Hg. A veces, usted verá la unidad torr. Un torr es lo mismo que 1 m Hg.

1 atm = 760 mm Hg = 760 torr

En química, no usamos usualmente la unidad de presión del sistema internacional SI, pero esta es el Pascal (pa).

1 atm = 101300 Pa

Otra unidad de presión es el bar. Esta unidad de presión es la estándar en el campo de la termodinámica y es un poco menor a 1 atm.

1 bar = 100000 Pa = 0.9872 atm

Usted deberá ser capaz de interconvertir entre las diferentes unidades de presión.

¡Resuelva el problema 1 del Capítulo XII de su texto ahora..!

1. Entender los orígenes de las leyes de los gases (Ley de Boyle, Ley de Charles, y la hipótesis de Avogadro) y saber como aplicarlas.

Hay cuatro variables principales que afectan a los gases: presión (P), volumen (V), temperatura (T), y el número de moles (n). Estudiaremos primero situaciones en las que solo cambian dos variables y las otras dos se mantienen constantes.

Primero, consideremos la relación entre presión y volumen cuando mantenemos temperatura y número de moles constantes. La Ley de Boyle trata con esta situación. Si tenemos un gas en una jeringuilla sellada y empujamos el gas hacia más abajo en la jeringuilla, el volumen del gas disminuye. En otras palabras, según aumentamos la presión, el volumen disminuye. Volumen y presión van en direcciones opuestas. Matemáticamente decimos que presión y volumen son inversamente proporcionales (a condiciones constantes de T y de n) y esto se representa como:

P ∝ [pic 8]

Podemos convertir esta proporcionalidad a una igualdad introduciendo una constante de proporcionalidad. Llamemos a esta constante Cβ:

P = Cβ[pic 9]

Podemos resolver esta ecuación por la constante multiplicando ambos lados de la ecuación por V:

PV = Cβ

Lo que esto implica, es que la presión de un gas multiplicado por su volumen es igual a una constante. Por tanto, si tenemos dos pares de condiciones, presión por volumen bajo un conjunto de condiciones, será igual a la presión por el volumen bajo el otro conjunto de condiciones (dejando la temperatura y número de moles constantes). Podemos representar esto por una ecuación para la Ley d eBoyle que usted debe memorizar:

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