Trabajo De Quimica-soluciones

INTRODUCCIÓN

La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Cada uno de estos tres estados presenta unas propiedades directamente observables que le son características. Así los sólidos poseen una forma y volumen propios; los líquidos, por su parte, aunque adoptan la forma del recipiente que los contiene, poseen un volumen propio que se mantiene prácticamente constante aun en el caso de ser sometidos a presiones exteriores considerables. Los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente y además ocupan todo su volumen interior.

Un gas estado de la materia que se caracteriza porque las moléculas están libres para moverse sin fuerzas que las mantengan juntas; por eso un gas no tiene volumen ni forma definida.

Las moléculas hacen que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes.

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n).

ESTADO DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

MATERIA:

Es todo aquello que constituye el universo, se encuentra en constante movimiento y trasformación o cambio ; además su existencia en el tiempo y el espacio es independiente de nuestros sentidos y del hombre . Desde las partículas tan minúsculas (quarks, electrón, neutrón, átomo, molécula, etc.) hasta las estructuras altamente organizadas (cerebro humano) es materia.

1.- ESTADOS DE LA MATERIA

1.1.- ESTADO SOLIDO.- Cuerpos se presentan en forma sólida tal que los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente; son por tanto agregados generalmente rígidos, duros y resistentes.

Si tenemos una roca, una manzana, un clavo , diremos que estamos frente a sustancias en estado sólido, en los que observan presentan forma y volumen definido con formas geométricas a nivel microscópico .

Propiedades generales

 Poseen forma y volumen definido, independiente del lugar donde se encuentran.

 Son incomprensibles , debido a que sus partículas (átomos, moléculas o iones) se encuentran juntos porque predominan las fuerzas de cohesión sobre las fuerzas de repulsión , razón por la que también carecen de fluidez ( son rígidos ) .

 Las partículas solo poseen movimiento vibratorio en un espacio muy reducido , por lo que su difusión es depreciable

 Los sólidos cristalizan , adoptando formas geométricas definidas que son características de cada sustancia química .

TIPOS DE SOLIDO:

 Solidos cristalinos

 Solidos amorfos

1.2.- ESTADO LÍQUIDO.- Incrementando la temperatura el sólido se va descomponiendo hasta desaparecer la estructura cristalina alcanzándose el estado líquido, cuya característica principal es la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe una cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, si bien de mucha menor intensidad que en el caso del sólido.

Propiedades generales

• A nivel sub-microscópico o molecular

• A nivel macroscópico

1.3 ESTADO GASEOSO.- Por último, incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye o reparte por todo el espacio disponible.

1.3.1 DEFINICIÓN DE GAS :

Sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

1.3.2 IMPORTANCIA DEL ESTADO GASEOSO

Los gases han interesado y estimulado la imaginación de los científicos durante siglos. La fascinación de este estado reside en que podemos experimentar con el sin verlo , puesto que la mayoría es incoloro.

Las investigaciones sobre gases fueron fundamentales en el conocimiento de la estructura interna de la materia .

Los más importantes tenemos:

1) Lavoisier; científico francés , que para descubrir la ley de conservación de la masa estudio la reacción entre el HIDROGENO Y OXIGENO en fase gaseosa para sintetizar el AGUA .

2) En el desarrollo de la teoría atómica

 Dalton ; científico inglés , planteo la idea del átomo indivisible para explicar las leyes de la combinación química y las leyes empíricas de los gases .

 Gay-Lussac y Avogadro, al estudiar el comportamiento de los gases , descubrieron la ley de combinación de los gases e introdujeron el concepto de molécula .

 Muchas propiedades atómicas y moleculares se han hallado en fase gaseosa, por ejemplo: la ionización en la afinidad electrónica

3) Como resultado de la comprensión de las propiedades de los gases se pudo explicar las propiedades de sólidos y líquidos.

1.3.3 FUNCIONES DEL ESTADO GASEOSO

En muchos aspectos, los gases son más simples que los líquidos y los sólidos. El movimiento molecular de los gases es totalmente aleatorio y las fuerzas de atracción de sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y esencialmente independiente de los otros . El comportamiento de un gas, es independiente de su composición química y se puede describir mediante tres parámetros de estado termodinámicos que son : la presión , el volumen y la temperatura .

Presión; un gas ejerce presión debido al choque incesante de las moléculas contra las paredes interiores del recipiente que lo contiene . La fuerza por cada colisión es muy pequeña , pero el número de colisiones por segundo en una rea dada es muy grande . La presión de un gas se manifiesta en diferentes direcciones con igual intensidad en cualquier parte interior del recipiente que lo contiene .

La presión de un gas depende básicamente de los factores : el número de moléculas que colisionan en una cierta área (A) y la fuerza con al que choca o colisiona con cada molécula. Este último factor depende de la energía cinética de las moléculas , que a su vez es directamente proporcional a la temperatura. Por lo tanto , se pude incrementar la presión de una gas aumentando el número de moléculas en el recipiente o solamente aumentando la energía cinética de las moléculas que estaban en el recipiente.

P= “N” molécula x Fu___

A 1 molécula

P= Fu x N

A

P= FR

A

Dónde:

A = Área o superficie donde chocan N moléculas

Fu = fuerza unitaria o fuerza promedio con la que colisionan cada molécula.

FR = Fuerza total resultante perpendicular ejercida por las moléculas que actúan sobre el área A.

1.3.4 MAGNITUDES

1.3.4.1 TEMPERATURA:

Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.

Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras la relación entre ellas es:

Presión = 1 Atm P.F.del agua P.E del agua

Escala Celsius 0 100

Escala Kelvin 273 373

Escala Fahrenheit 32 212

1.3.4.2 PRESIÓN

En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica:

P = F/S

Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)

1 Pa = 1 N/m2

Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura.

En este caso la fuerza se correspondería con el peso (m•g) de la columna de mercurio por lo que:

P = m•g/S

Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad (Hg=13,6 g/cm3) por el volumen (m = d•V), si sustituimos será:

P = d•V•g/S

Y dado que el volumen es el producto de la superficie de la base por la altura (V = S•h), tenemos:

P = d•S•h•g/S

Que podemos simplificar quedando:

P = d•g•h

Que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del campo gravitatorio y la altura de la columna.

Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos que:

P = d•g•h = 13600 kg/m3 • 9,8 N/kg • 0,76 m ˜ 101300 N/m2 = 101300 Pa

Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.

Usaremos la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg):

1 atm = 760 mm Hg

EL bar es otra unidad de presión un bar será la presión que ejercen 1000 X 1000 dinas por cm2. Es decir 106 dinas por cm2. Y equivale e1 bar = 100.000 pascales = 105 pascales Normalmente la presión atmosférica se da en milibares, siendo la presión "estándar" igual a 1.013,2 milibares.

Si la medida se da en unidades del SI, el hectopascal da el mismo número: 1.000 mb = 1.000 hPa.; 1 bar = 100.000 Pa = 1 hPa = 10.000 kg/m2;

1 atm = 1013 mb 1 bar

1.3.4.3 VOLUMEN

El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas.

En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen variable cuando se quiere experimentar con gases.

Hay muchas unidades para medir el volumen. Usaremos el litro (L) y el mililitro (mL)

Su equivalencia es:

1L = 1000 mL

Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.

1.3.5 LEYES DEL ESTADO GASEOSO

Son experimentales empíricos descubiertos por diferentes científicos y en diferentes épocas, quienes realizaron trabajos cuidadosos con los gases reales.

Como una necesidad para explicar estas leyes experimentales, los científicos tuvieron que crear la teoría cinética molecular e inventar un modelo perfecto de gas, como señalamos anteriormente.

La teoría cinética molecular tuvo un éxito espectacular al explicar satisfactoriamente estas leyes y otras como la ley de difusión gaseosa de Graham.

1.3.5.1 LEY DE BOYLE

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

 Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto es debido a que al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

La expresión matemática de esta ley es:

(El producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

Que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

Ejemplo:

4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg?

Solución: Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.

(600.0 mmHg) (4.0 L) = (800.0 mmHg) (V2)

Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 3L.

1.3.5.2 LEY DE CHARLES

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante

A presión constante, el volumen de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases. Este enunciado, que se conoce como primera Ley de Gay-Lussac, se expresa matemáticamente mediante la ecuación:

Vt = V0 (1 + αt)

Donde Vt representa el volumen a la temperatura de t ºC, V0 el volumen a 0 ºC y  es una constante aproximadamente igual para todos los gases que se denomina coeficiente de dilatación y cuyo valor es:  = 1/273. El que  sea igual a 1/273 significa que cuando la temperatura de un gas se eleva en un grado centígrado, su volumen aumenta 1/273 veces el volumen inicial, es decir, se dilata en un 0,37 % por grado centígrado.

Esto se debe a que cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Teniendo en cuenta la relación entre temperatura en la escala Celsius y escala Kelvin podremos expresar la ecuación anterior como:

(El cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

 Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.

 Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

Que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Ejemplo:

Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?

Recuerda que en estos ejercicios siempre hay que usar la escala Kelvin.

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273) K= 283 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 2.37 L.

1.3.5.3 LEY DE GAY-LUSSAC

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante

A volumen constante, la presión de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases.

Este enunciado, semejante al de la primera ley, se expresa mediante una ecuación similar en la forma:

Pt = P0 (1 + t)

Siendo  el coeficiente de compresibilidad a volumen constante, aproximadamente igual para todos los gases y cuyo valor es  = 1/273.

Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, 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 de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: y teniendo en cuenta la relación entre temperatura en la escala Celsius y escala Kelvin podremos expresar la ecuación anterior como:

(El cociente entre la presión y la temperatura es constante)

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

•Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

•Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

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:

Que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.

Ejemplo:

Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

970 mmHg = 760 mmHg

298k T2

Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo mismo -39.5 °C.

1.3.5.4 LEY DE AVOGADRO

V1n2 = V2n1

Relación entre la cantidad de gas y su volumen

Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.

•Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:

(El cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:

Que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.

Ejemplo:

Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes)

Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1

(3.50 L) (1.40 mol) = (V2) (0.875 mol)

Comprueba que si despejamos V2 obtenemos un valor de 5.60 L

Condiciones normales

Se conoce como condiciones normales de la materia gaseosa, a ciertos valores arbitrarios (acordados universalmente), de presión y temperatura, los que son:

T = 273 K ó t = 0 °C

P = 1 atm = 760 mmHg

En estas condiciones el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es de 22.4 litros (valor igual a V0 en la ley de Charles). Al volumen ocupado por un mol de sustancia se denomina volumen molar.

1.3.6 VAPOR

Sustancia en estado gaseoso. Los términos de vapor y gas son intercambiables, aunque en la práctica se emplea la palabra vapor para referirse al de una sustancia que normalmente se encuentra en estado líquido o sólido, como por ejemplo agua, benceno o yodo. Se ha propuesto restringir el uso del término a las sustancias gaseosas que se encuentren por debajo de su punto crítico (la máxima temperatura a la que se puede licuar aplicando una presión suficiente) y hablar de gas por encima de la temperatura crítica, cuando es imposible que la sustancia exista en estado líquido o sólido. Esencialmente, el uso de los términos es arbitrario, porque todas las sustancias gaseosas tienen un comportamiento similar por debajo y por encima del punto crítico.

Cuando se confina el vapor emitido por una sustancia a cualquier temperatura, ejerce una presión conocida como presión de vapor. Al aumentar la temperatura de la sustancia, la presión de vapor se eleva, como resultado de una mayor evaporación. Cuando se calienta un líquido hasta la temperatura en la que la presión de vapor se hace igual a la presión total que existe sobre el líquido, se produce la ebullición. En el punto de ebullición, al que corresponde una única presión para cada temperatura, el vapor en equilibrio con el líquido se conoce como vapor saturado; es el caso, por ejemplo, del vapor de agua a 100 °C y a una presión de 1 atmósfera. El vapor a una temperatura superior al punto de ebullición se denomina vapor sobrecalentado, y se condensa parcialmente si se disminuye la temperatura a presión constante.

A temperaturas y presiones normales, la presión de vapor de los sólidos es pequeña y suele ser despreciable. Sin embargo, la presencia de vapor de agua sobre el hielo demuestra su existencia. Incluso en los metales, la presión de vapor puede ser importante a temperatura elevada y presión reducida. Por ejemplo, la rotura del filamento de wolframio de una bombilla (foco) incandescente se debe fundamentalmente a la evaporación, que implica un aumento de la presión de vapor. Cuando se calienta una solución de dos sustancias volátiles, como agua y alcohol, el vapor resultante contiene ambas sustancias, aunque generalmente en proporciones distintas de las de la solución original. Normalmente se evapora primero un porcentaje mayor de la sustancia más volátil; este es el principio de la destilación.

1.3.7 GAS HÚMEDO

Se entiende por gas húmedo a la mezcla homogénea de gas seco y el vapor de un líquido. Los gases húmedos tienen las siguientes características:

• Se recogen generalmente sobre un líquido no volátil.

• Tiene una aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales.

• Se obtiene este gas burbujeando a través de un líquido.

• Las moléculas arrastradas en forma de vapor son recolectadas como moléculas de gas y de líquido vaporizado.

Humedad absoluta

Humedad absoluta es la relación entre la masa de vapor y la masa del gas seco, contenidos en una masa de gas húmedo.

Humedad relativa

La humedad relativa es la relación entre la presión de vapor que contiene una masa de aire y la que contendría si estuviese saturado a la misma temperatura.

1.3.8 ECUACIÓN DE ESTADO.

Vamos a suponer que tenemos una cantidad de gas, 1mol, en unas condiciones iniciales P0, V0 y T0; y le sometemos a una transformación isotérmica, ( T0 constante), el gas en las nuevas condiciones tendrá una presión y un volumen nuevo P, Vm, T0, si ahora le sometemos a una transformación isobárica (presión constante) en el gas habrán variado la T y el V de manera que las nuevas condiciones serán P, V, T.

En la primera transformación se cumplirá la ley de Boyle de forma que P0 V0 = P Vm

En la segunda transformación se cumplirá la ley de Charles por tanto: Vm/ T0=V/T

Despejando en la primera igualdad el Vm y sustituyendo en la segunda llegamos a la expresión:

P0 V0 / P T0= V/T, agrupando las variables a ambos lados de la igualdad según las condiciones obtenemos

P0 V0 / T0= P V/T Ecuación de Clapeyron

Como consideramos las condiciones iniciales como normales es decir presión de 1 atm y T0 de 0 C, es decir 273,16 K en esas condiciones 1 mol de gas ocupa 22,4 litros el cociente P0 V0 / T0= 0,082 atm.l / K mol = R (constante general de los gases)

Su valor se puede expresar en distintas unidades:

0.082atm.l / K mol; 8.31 Julios/ mol K; R = 1.987 cal / mol K; R= 8.31 Kpa l /mol)

Luego para 1 mol de gas ideal la ecuación anterior tomara la forma: P V/T= R

para n moles : : P V/T= nR o bien:

PV=nRT. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

Esta ecuación nos va a permitir calcular masas molares así como las densidades de sustancias químicas teniendo en cuenta que d=m/v y n =m/M

1.8.9 MEZCLA DE GASES

LEY DE DALTON: También llamada ley de las presiones parciales. “La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla”.

Para una mezcla de dos gases A y B. La Pt= PA+PB. Siendo PA y PB las presiónes parciales de un gas y representan la presión que ejercería ese gas si estuviese sólo en el recipiente a la misma presión y temperatura que la mezcla. La ley de Dalton se puede verificar fácilmente utilizando la ley de los gases ideales:

Pt=nt RT/V = (nA+nB) RT/V

Desdoblando los términos en el segundo miembro de la ecuación:

Pt=nA RT/V + nB RT/V

Las presiones parciales de los gases individuales:

PA=nA RT/V ; y PB=nB RT/V

Dividiendo la presión parcial entre la presión total:

PA/ Pt=nA /nt o PA = (nA /nt ) Pt

El cociente (nA /nt ) =xA se conoce como fracción molar del componente A en la mezcla. Podremos escribir:

PA =xA Pt .LA PRESIÓN PARCIAL DE UN GAS EN UNA MEZCLA ES IGUAL A SU FRACCIÓN MOLAR MULTIPLICADA POR LA PRESIÓN TOTAL

1.8.10 DIFUSIÓN Y EFUSIÓN.

LEY DE GRAHAM

- Difusión = es el proceso de expansión a través del espacio por parte del gas.

- Efusión = es el proceso de pasaje a través de poros pequeños por parte del gas.

- Ley de Graham (aplicable a la Efusión de gases) = Las velocidades de efusión o de difusión no son iguales para todos los gases, sino que están en relación inversa a la raíz cuadrada de sus densidades respectivas:

v1/v2= (d2/d1)1/2

Estando los gases 1 y 2 en iguales condiciones de presión y temperatura.

Esta ley nos permite calcular masas moleculares comparando la velocidad de efusión de un gas con la de otro cuya masa molecular sea conocida

“El tiempo que tarda un volumen de un gas para pasar a través de un orificio, es inversamente proporcional a su velocidad de efusión”, o sea que matemáticamente será:

t2/t1 = M2/M1 = d2/d1

Por tanto el tiempo necesario para la efusión aumenta con la masa molecular.

1.8.11 GASES REALES

La mayoría de los gases a medida que aumenta la P o disminuye la T °, sufren desviaciones manifiestas del comportamiento ideal. Esto se ve cuando el Factor de Compresibilidad (Z) se desvía de la unidad, sabiendo que dicho desvío se debe al comportamiento más real de un gas. Dicho Z se calcula como:

P.V/R.T = Z y es igual a 1 en un gas ideal

NOTA: Las Fuerzas de atracción Intermoleculares hacen que el Z < 1 , mientras que el efecto basado en el volumen de las moléculas hace que el Z > 1.

Licuefacción de Gases:

En A tenemos un gas a elevada T y V, y baja P. Si disminuimos el V a T = cte., el gas se compacta según la Ley de Boyle (P*V = cte.) y observamos como aumenta la presión hasta B.

A dicha presión (B), al disminuir el V vemos que la P no varía, esto se debe a que comienzan a ejercerse fuerzas de atracción entre las moléculas. Esta presión se mantiene cte. Hasta C donde todo el gas se convierte en liq. y la pendiente de la curva CD evidencia la incompresibilidad de los mismos.

La porción de curva AB denota la existencia de gas solamente; la CD, líquido; en cambio en la porción BC coexisten en equilibrio, gas y líquido, en donde la proporción de líquido a gas aumenta cuando diminuye el volumen (de B a C).

Si se repite la experiencia a mayores T °, vemos que la curva es análoga a la anterior, excepto que la porción horizontal, sobre la cual se efectúa la Licuefacción, es más corta. La misma se reduce a un punto (E), el cual es el límite por encima de la cual no se puede licuar un gas, es decir, que no existe el líquido por encima de esa Tc (Temperatura crítica), Pc (Presión Crítica) y Vc (Volumen Crítico), cualquiera sea la presión aplicada. La curva que pasa por el punto E se denomina Isotérma Crítica.

Deducimos que para poder licuar un gas comprimiéndolo es imprescindible que se encuentre a una temperatura inferior a su temperatura crítica.

Generalmente se utiliza el término vapor para definir a una sustancia gaseosa cuando su temperatura está por debajo del valor crítico, por lo tanto un vapor puede ser licuado por efecto de la presión.

Atendiendo al valor de la Tc diferenciaremos entre gases fácilmente licuables como aquellos en que su Tc es alta (ejemplo CO2, NH3.) y gases difícilmente licuables cuyas temperaturas críticas son extremadamente bajas y para licuarlos habrá que enfriarlos previamente. Ejemplo H2, N2, O2…

La ley de Boyle debe invalidarse a presiones muy elevadas, pues para tales presiones pronostica volúmenes de gases infinitesimalmente pequeños, que realmente no podrían existir pues el menor volumen que presentan es el de las moléculas del mismo gas.

Por otra parte, las Fuerzas Intermoleculares, pues éstas reducen a las fuerzas de colisión, con lo que la P ejercida en las paredes de los recipientes por el gas real, es menor.

ECUACIÓN DE UN GAS REAL:

Es evidente que la ecuación general de estado de los gases perfectos no justifica el comportamiento de muchos gases reales, especialmente a bajas temperaturas y altas presiones de las muchas ecuaciones propuestas para los gases reales vamos a estudiar la ecuación de Van der Waals.

Una de las más difundidas es la ecuación de Van der Waals, que introduce unas correcciones a la ecuación de los gases:

Corrección de P P real = P + n².a/V²

Corrección de V  V real = V – n.b

Donde a y b depende de cada gas.

Hay que decir que la corrección de P se debe a las fuerzas intermoleculares y la de volumen a los volúmenes moleculares, por lo tanto la ecuación de un gas Real quedará como:

(P + n².a).(V – n.b/V²) = n.R.T

A esta ecuación se la llama Ecuación de Van der Waals.

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