Gas Ideal Y Conversiones

IDEAL.

Un gas ideal es un conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento de gas ideal se tiene a bajas presiones es decir en el límite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gas se desvíe de la idealidad.

Existen dos tipos de gases, los cuales se clasifican en ideales y reales (o no ideales). A continuación se muestra un cuadro comparativo sobre los gases.

GAS IDEAL GAS REAL

Cumple con ciertas leyes o condiciones conocidas como Leyes del Estado Gaseoso. Acatan las Leyes de l Estado Gaseoso sólo cuando se encuentran a bajas presiones.

El volumen ocupado por las moléculas es muy pequeño en comparación al volumen total. El volumen es apreciable y su magnitud depende de la naturaleza del gas, así como de su temperatura y la presión.

Poseen atracción intermolecular casi nula. La atracción intermolecular es apreciable y su magnitud depende de la naturaleza, temperatura y presión del gas.

En conclusión a lo anterior se deduce que los gases ideales son hipotéticos, dado a que los gases poseen un volumen definido y ejercen atracciones entre sí. Sin embargo, un gas puede considerarse ideal cuando se encuentra a bajas presiones y a altas temperaturas, y que en este estado el espacio libre en el interior del gas es grande y las fuerzas de atracción entre las moléculas se reduce.

Teoría cinética molecular.

Esta teoría explica el comportamiento y las propiedades de los gases. Esta teoría fue propuesta por primera vez por Bernoulli en 1738 , y fue elaborada y ampliada por Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals y Jeans.

La teoría cinética molecular se basa en los siguientes postulados fundamentales:

1. Toda la masa está formada por partículas muy pequeñas llamadas moléculas; y para los gases todas las moléculas son de la misma masa y tamaño , difiriendo de un gas a otro.

2. Las moléculas contenidas en un recipiente se mueven constantemente en todas direcciones, durante este movimiento las moléculas chocan entre sí y con el recipiente que las contiene,

3. Durante el choque producido por las moléculas contra el recipiente da lugar al fenómeno conocido como presión.

4. Los choques entre las moléculas y el recipiente que las contiene son elásticosos , esto quiere decir, que rebotan sin pérdida de energía.

5. La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura absoluta. La energía cinética media de las moléculas es igual en todos los gases.

6. Las fuerzas de atracción entre las moléculas se pueden considerar casi nulas a presiones relativamente bajas.

7. Dado a que las moléculas son pequeñas en comparación con sus distancias, su volumen se puede considerar despreciable en comparación con el volumen total del gas.

Leyes de los gases ideales.

Se han establecido leyes o generalidades para describir el comportamiento de un gas. Estas leyes son:

• Ley de Boyle o Ley a Temperatura Constante. Relación Presión-Volumen (Sistema Isotérmico).

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• Ley de Charles o Ley a Presión Constante. Relación Volumen-Temperatura (Sistema Isobárico).

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• Ley de Gay Lussac o Ley a Volumen Constante. Relación Presión-Temperatura . (Sistema Isocórico).

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• Ley General del Estado Gaseoso o Ley Combinada de los Gases.

• Ley Universal de los Gases Ideales.

• Principio de Avogadro.

Ley de Boyle,

En 1662, Robert Boyle encontró que el volumen de un gas a temperatura constante disminuye al aumentar su presión,deduciendoo que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión del mismo. Esto constituye la Ley de Boyle, de modo que considerando un estado inicial y otro final, la expresión matemática será:

P1 V1 = P2 V2

Boyle demostró que, a temperatura constante, el producto de la presión y el volumen, P xV de una muestra dada de gas siempre arrojaba el mismo número.

A temperatura dada el producto de la presión y el volumen de una masa definida de gas es constante.

PV=k (T,n constantes)

Esta relación es la Ley de Boyle, el valor de k depende de la cantidad de moles (moles, n) de de gas y de la temperatura, T; las unidades de k dependen de las unidades en que se expresen en volumen (v) y la presión (P).

A temperatura constante, el volumen V, que ocupa una masa definida de gas es inversamente proporcionan a la presión aplicada, P.

Vα 1/P o V= k(1/P) (T,n constantes)

A temperatura y presión constantes casi todos los gases siguen la Ley de Boyle bastante bien. A este se le llama comportamiento ideal. Considérese una masa fija de gas a temperatura constante, pero en dos condiciones diferentes de presión y volumen. Para la primera condición puede escribirse

P1V1=k

Y para la segunda condición puede escribirse

P2V2=k

Puesto que los miembros de la derecha de estas dos condiciones son iguales, los miembros del lado izquierdo deben ser iguales o

P1V1= P2V2

Esta forma de la ley de Boyle es útil en cálculos que comprenden cambios de presión y volumen.

Ley de Charles.

Charles observó en 1787 que los gases hidrógeno, aire, dióxido de carbono y oxígen se dilataban en cantidades iguales al ser calentados de 0 a 80° C , a presión constante.; encontró que el volumen de una masa gaseosa, varía en forma directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Lo anterior se puede representar matemáticamente por la siguiente expresión:

V= k(T), de modo que para un estado inicial y uno final se tiene:

(V/T) inicial = (V/T)final

o bien V1/T1 = V2/T2

Ley de Gay Lussac.

Esta relación fue estudiada por Joseph Gay Lussac en 1802, sin embargo en 1703, Guillaume Amonton fue el primero en observar la variación de dicha relación, en estos trabajos se observó que a un volumen constante la presión que ejerce la masa de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Lo anterior se reduce matemáticamente a la siguiente expresión:

P1/T1 = P2/T2

Ley combinada de los gases

Existen tres variables que se encuentran directamente relaciondas cuando se trabajan con gases, las cuales son: la presión que ejerce la masa de un gas, la temperatura y el volumen.

Considerándose un gas sin cambio de masa, se tiene que la presión varía inversamente proporcional a su volumen y directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Lo anterior se puede representar por la siguiente expresión:

Ley universal de los gases ideales..

Es posible considerar la masa de un gas junto con la temperatura, la presión y el volumen, de esta manera las cuatro propiedades empleadas se encuentran en relación conocida como “ecuación universal de los gases ideales”, cuya expresión matemática es:

PV= nRT

En donde:

P= Presión (Atmósferas)

V= Volumen (L)

n= Número de moles

R= Constante Universal de los Gases Ideales= 0.082 (L-atm/K-mol)

T= Temperatura (K)

Ley de Avogadro.

Este principio nació de una hipótesis que formuló Amadeo Avogadro y que contribuyó en gran medida a la compresión de la naturaleza y conducta de los gases reaccionantes , utilizando los trabajos de Gay Lusac conocidos como la Ley de los volumenes reaccionantes.

En este princpio Avogadro establece que los volumenes iguales de gases diferentes, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

De acuerdo con Avogadro, en Condiciones Normales de Presión y Temperatura ( 1 atmosfera y 0°C) 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 L, conocido como volumen gramo molecular; una mol contiene cada una 6.023x1023 átomos o moléculas, lo cual se conoce como número de Avogadro y ocupará 22.4 L.

Difusión y efusión de gases.

Debido a que las moléculas gaseosas están en movimiento continuo, rápido y aleatorio, se difunden con rapidez en todo el volumen disponible de cualquier recipiente; por ejemplo, si se libera sulfuro de hidrógeno en una habitación grande, el olor se detectará finalmente en todo el cuarto.

Si una mezcla de gases se coloca dentro de un recipiente con paredes porosas, las moléculas se difunden por las paredes y las moléculas de movimiento más rápido se difunden con más rápidez por los poros pequeños que las moléculas más pesadas.

Desviación del comportamiento ideal de los gases

En condiciones ordinarias, casi todos los gases se comportan de manera ideal; su presión y volumen se describen bien mediante las leyes de los gases ideales, de modo tal que siguen los postulados de la teoría cinético – molecular. Según el modelo cinético – molecular, casi todo el volumen insignificante de una muestra de gas es espacio vacío y las moléculas de los gases ideales no se atraen entre sí pues están demasiado separadas en relación con su propio tamaño. Sin embargo, en determinadas condiciones, casi todos los gases tienen presiones o volúmenes que

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