GASES

OBJETIVO: El alumno demostrará con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley Combinada del estado gaseoso.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

GASES

Los gases difieren marcadamente de los líquidos y de los sólidos en muchos aspectos. Por ejemplo, el volumen de una muestra de un gas puede ser aumentado o disminuido considerablemente modificando la presión o la temperatura. Por otra parte los volúmenes de los líquidos o sólidos cambian poco modificando la temperatura o la presión. Los gases tienden a ocupar totalmente todo el espacio que les sea asequible y se adaptan fácilmente a los cambios de forma del recipiente que los contenga. Los líquidos y sólidos no se expanden fácilmente para llenar por completo un recipiente grande ni se contraen de modo que quepan en uno pequeño y en cuanto a los sólidos no se ajustan fácilmente a los cambios de forma de los recipientes. La difusión de un gas en el seno de otro es notablemente más rápida que la de un líquido en otro y muchísimo más rápido que la difusión entre dos sólidos.

Todos los gases están formados por moléculas reales, que se encuentran frecuentemente confinadas en recipientes reales y se miden mediante instrumentos reales. Lo que verdaderamente tiene importancia es el comportamiento de los gases reales. Como el comportamiento de los gases reales es casi idéntico al de nuestro gas ideal en ciertas condiciones, con frecuencia estará justificado que representemos el comportamiento de los gases reales mediante las leyes de los gases ideales.

LEYES DE LOS GASES IDEALES

Los primeros experimentos con gases que tienen importancia fueron descritos por Robert Boyle en 1662. Realizo muchas experiencias para determinar cómo variaba el volumen de una determinada muestra de gas a temperatura constante al variar la presión. El resultado de todos sus experimentos puede resumirse afirmando que el volumen de una muestra de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.

Se sabe actualmente que la ley de Boyle , solamente es válida para los gases reales a bajas presiones. A presiones altas las desviaciones de la ley de Boyle se hacen grandes y no existe ninguna ecuación sencilla que relacione adecuadamente la presión con el volumen. Por tanto, podemos decir que la ley de Boyle es una ley de los gases ideales que solamente es válida en el imite de las bajas presiones.

En 1787, más de cien años de que Boyle descubriera la ley que lleva su nombre, Jacques Charles, en Francia, dio a conocer los resultados de sus experimentos sobre la dependencia entre volumen de un gas y la temperatura. Había encontrado que una serie de gases expandía la misma fracción que su propio volumen para un mismo aumento de temperatura a presión constante. Joseph Gay Lussac amplió estos experimentos y en 1802 determinó la magnitud de la expansión por grado de temperatura para varios gases. Encontró que el aumento y volumen determina la cantidad de gas ( a presión constante y a 0 oC inicialmente) era de aproximadamente 1/270 del volumen inicial del gas por cada grado de aumento de la temperatura.

Las investigaciones posteriores han demostrado que una ley basada en las observaciones de Gay Lussac no es válida más que para los gases a bajas presiones y que el factor 1/270 debe remplazarse por 1/273.15.

En 1848, sugirió por primera vez que, en parte a base de la lay de Gay Lussac , una nueva escala de temperaturas, llamada actualmente absoluta o Kelvin(K). Las temperaturas se representan cuando están medidas con esta escala por T(mientras t se utiliza para la escala Celsius o centígrada).

A presiones elevadas el comportamiento de los gases se desvía del previsto por esta ley. Esta ley de los gases ideales se satisface solamente por los gases reales en el límite de las bajas presiones en que coincide el comportamiento de los gases reales y de los ideales. Las ecuaciones de las gases ideales son útiles para realizar cálculos correspondientes a los gases reales a presiones moderadas(unas cuantas atmósferas) ya que las diferencias entre los gases reales y los ideales son generalmente pequeñas, excepto a presiones altas.

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDELAES

L a ecuación de la teoría cinético-molecular de los gases puede escribirse en la forma:

PV=NRT

En que n representa el número de moléculas en la muestra de un gas que se considera. Esta N puede dividirse entre el número de Avogadro N, el número de moléculas por mol, para obtener el número de moles de un gas en la muestra. Así, la ecuación anterior puede escribirse en la forma:

PV= nRT

En que n es el número de moles del gas y R recibe el nombre de constante de los gases ideales.

Una vez calculado R , esta ecuación es útil para realizar varios tipos de cálculos en que intervienen gases.

LEY DE BOYLE

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Boyle analizó la relación que hay entre la presión y el volumen de una muestra de un gas, por medio de un aparato. Boyle notó que cuando la temperatura se mantiene constante, el volumen (V) de una cantidad dada de un gas se reduce cuando la presión total se aplica (P) la presión atmosférica mas la presión debida del mercurio añadido, aumenta.

P=k1 X 1/V

La ecuación es una expresión de la ley de Boyle, la cual establece que la expresión de una cantidad fija de un gas manteniendo a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Reordenando la ecuación se obtiene:

PV= k1

Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presión y el volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constante, es una constante. La constante de proporcionalidad, k1, es igual a nRT.

El concepto de una cantidad proporcional a otra y el uso de una constante de proporcionalidad se explican con la siguiente analogía.

Para una muestra de un gas bajo dos condiciones distintas

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