Definiciones.
La palabra gas fue acuñada por el científico Jan Baptista van Helmont en la primera mitad del siglo XVII, a partir del vocablo latino chaos. Se trata de aquella materia que tiene poca densidad y que, por lo tanto, puede extenderse de manera indefinida. El gas es el estado de agregación de una materia que carece de volumen y de forma propia, algo que le permite diferenciarse de un líquido o de un sólido.
Para definir un patrón de gas que sirva para establecer reglas de comportamiento se crea el concepto de gas ideal, este gas ideal cumple las condiciones siguientes:
•Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene. •Está formado por moléculas.
•Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones. •La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
•Los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay pérdidas de energía). •Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero).
Los gases reales, siempre que no estén sometidos a condiciones extremas de presión y temperatura, cumplirán muy aproximadamente las reglas establecidas para los gases ideales.
Propiedades de los gases.
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). Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:
1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. 2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a
otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.
4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.
Variables que afectan el comportamiento de los gases
1. PRESIÓN. Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.
2. TEMPERATURA. Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin. 3. CANTIDAD. La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De
acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. 4. VOLUMEN. Es el espacio ocupado por un cuerpo.
5. DENSIDAD. Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.
Gas Real.
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula está
formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las
propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.
3. - El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las
moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado
por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que
esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes
del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.
Características de Gas Ideal.
Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características:
1. El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas. 2. No hay fuerza de atracción entre las moléculas.
3. Las colisiones son perfectamente elásticas.
4. Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales
Gas perfecto.
Un gas está constituido por moléculas que se mueven casi libremente en el espacio, pues la separación media entre ellas es grande en relación con su tamaño, y puesto que las fuerzas intermoleculares son de corto alcance, las interacciones son débiles. Si la densidad del gas es suficientemente baja y al mismo tiempo la temperatura no es demasiado pequeña, la energía potencial de interacción entre las moléculas se puede despreciar en comparación con su energía cinética de traslación. En el límite en que, además, se pueden despreciar los efectos cuánticos se tiene lo que se denomina un gas perfecto o ideal clásico. Por lo tanto, se llama gas perfecto al gas ideal con calores específicos constantes, es decir, aquél en el que la diferencia de energía interna –y de entalpía– es proporcional a la diferencia de temperatura entre dos estados.
Se dice que un gas perfecto es caliente si la agitación térmica domina. Los efectos cuánticos en este caso son menospreciables.
Se dice que un gas perfecto es frío cuando los efectos térmicos son menospreciables. Su incompresibilidad proviene del asentamiento de la materia: los grupos electrónicos se repelen debido al carácter cuántico (fermión) de los electrones.
Un gas es perfecto si las interacciones entre partículas se reducen a choques elásticos.
Se dice que un gas perfecto es caliente si la agitación térmica domina. Los efectos cuánticos en este caso son menospreciables.
Se dice que un gas perfecto es frío cuando los efectos térmicos son menospreciables. Su incompresibilidad proviene del asentamiento de la materia: los grupos electrónicos se repelen debido al carácter cuántico (fermión) de los electrones.
Las leyes de los gases ideales.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las principales variables de un gas en base a las experiencias de laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). 1.- La ley de Boyle - Mariotte: Esta ley dice que, si se mantiene la temperatura constante, cuando se aumenta la
presión de un gas ideal, su volumen disminuye en la misma proporción. Es decir
P1. V1 = P2 . V2.
Esta ley la podemos enunciar matemáticamente como: P es inversamente proporcional a V o también P es proporcional a 1/V a temperatura constante. De esto se desprende que si reducimos a la mitad el volumen en el que está confinado un gas su presión se duplica. Entonces ¿qué sucede si aumentamos al doble la cantidad de gas que está confinado a un volumen fijo? De acuerdo a la ley de Boyle-Mariotte la presión también se duplica ya que equivale a haber reducido a la mitad el volumen del gas. Llamemos n a la cantidad de gas (que usualmente se expresa en moles) de modo que esta ley también puede enunciarse matemáticamente como:
P es proporcional a n
2.-La ley de Gay-Lussac: Según esta ley, si se mantiene la presión constante, el volumen del gas aumentará en la misma proporción en que aumente su temperatura absoluta:
Igual que para la ley anterior se puede enunciar matemáticamente como: V es proporcional
a T si no cambia el volumen.
3.- La ley de Charles: Esta ley dice que, si se mantiene el volumen constante, la presión de un gas aumenta en la misma proporción en la que aumenta su temperatura absoluta:
Lo que dicho en otras palabras significa que P es proporcional a T si el volumen no cambia. En resumen tenemos:
P es proporcional a 1/V P es proporcional a T P es proporcional a n
Si combinamos las tres leyes en una sola expresión tenemos:
(Expresión 1)
Para convertir la expresión anterior a una igualdad debemos introducir una constante de modo que:
(Expresión 2)
La constante ha sido determinada experimentalmente, se llama constante del gas ideal y se representa como R de modo que finalmente tenemos:
(Expresión 3)
Donde R = 0.0821 L‧atm/K‧mol. La expresión 3 se denomina ecuación de gases ideales e indica matemáticamente la relación entre presión, temperatura, volumen y cantidad de gas para gases ideales. Note que para usar la expresión la temperatura debe estar en °K, el volumen en litros y la cantidad de gas en moles, de esta forma la presión resulta en atmósferas.
Mol.
El Mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera). Por eso, cuando un químico utiliza el término mol, debe dejar en claro si es:
1 mol de átomos 1 mol de moléculas 1 mol de iones
1 mol de cualquier partícula elemental. Es un número con nombre propio
Este número tan impresionante: 602.000. 000.000. 000.000. 000.000 o sea: 602.000 trillones = 6,02 x 1023 el nombre propio, es Número de Avogadro.
Mezcla de gases.
El estudio de las mezclas gaseosas tiene tanta importancia como el de los gases puros. Por ejemplo, el aire seco es una mezcla de 78,1 % (en volumen) de nitrógeno, N2; 20,9 % de oxígeno, O2; y 0,9 % de argón, Ar; el 0,1 % restante es
principalmente dióxido de carbono, CO2. Las mezclas de gases son sumamente importantes en la industria, por
ejemplo, aquellas en las que se requiere O2 o N2, usan directamente el aire.
Son mezclas homogéneas de distintos gases o vapores. La multitud de sustancias disponibles da lugar a unas posibilidades de combinación prácticamente ilimitadas.
Ley de Dalton de las presiones aditivas: Establece que La presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la
suma de las presiones que cada gas ejercería si existiera solo a la temperatura y volumen de la mezcla.
Ley de Amagat de los volúmenes aditivos: Establece que el volumen de una mezcla de gas es igual a la suma de los
volúmenes que cada gas ocuparía si existiera solo a la temperatura y presión de la mezcla.
Las leyes de Dalton y Amagat se cumplen con exactitud para las mezclas de gases ideales, aunque solo en forma aproximada para las mezclas de gases reales.
Presión de un gas.
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimiento continuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas del recipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energía cinética, pero
el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes del recipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presión del gas.
La presión se define como una fuerza aplicada por unidad de área, es decir, una fuerza dividida por el área sobre la que se distribuye la fuerza.
Presión = Fuerza / Área
La presión de un gas se observa mediante la medición de la presión externa que debe ser aplicada a fin de mantener un gas sin expansión ni contracción.
Para visualizarlo, imaginen un gas atrapado dentro de un cilindro que tiene un extremo cerrado por en el otro un pistón que se mueve libremente. Con el fin de mantener el gas en el recipiente, se debe colocar una cierta cantidad de peso en el pistón (más precisamente, una fuerza, f) a fin de equilibrar exactamente la fuerza ejercida por el gas en la
parte inferior del pistón, y que tiende a empujarlo hacia arriba. La presión del gas es simplemente el cociente f / A, donde A es el área de sección transversal del pistón.
Unidades de presión.
La presión es una de las propiedades de los gases que se mide con mayor facilidad. En unidades del sistema internacional (SI), la fuerza se expresa en newton (N) y el área en metros cuadrados (m2). La correspondiente fuerza por unidad de área, la presión, está en unidades de N/m.
La unidad del SI de presión es el pascal (Pa) que se define como una presión de un newton por metro cuadrado. De esta forma, una presión en pascales está dada por:
P(Pa) = F(N) / A (m2)
Como el pascal es una unidad de presión muy pequeña, en general las presiones son dadas en kilopascales (kPa). Para llegar a las unidades de presión, primero se empieza con la velocidad y la aceleración (de las moléculas del gas). La velocidad es la distancia recorrida en función del tiempo:
velocidad (m/s) = distancia recorrida (m)/ tiempo (s) Luego tenemos la aceleración que es el cambio de velocidad en función del tiempo:
aceleración (m/s2)= Velocidad inicial (m/s) - Velocidad final (m/s) / tiempo (t) Luego tenemos la fuerza, que es el producto de la masa y la aceleración
fuerza (N) = masa (kg) x aceleración (m/s2) y finalmente llegamos a la presión
Presión (Pa) = Fuerza (N) / Área (m2)
En química, es muy común encontrar las unidades de presión de los gases expresadas en atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), o torr.
101325 Pa = 1 atm = 760mmHg = 760 torr
Transiciones de fase.
Se entenderá por fase una porción de materia con propiedades homogénea.
Una transición de fase es la transformación del sistema termodinámico de una fase o estado de la materia a otro. Una fase de un sistema termodinámico y los estados de la materia tienen propiedades físicas uniformes.
Durante una transición de fase de un determinado medio de ciertas propiedades del cambio de medio, a menudo de manera discontinua, como resultado de alguna condición externa, tales como temperatura, presión, y demás. Por ejemplo, un líquido puede llegar a ser de gas cuando se calienta al punto de ebullición, lo que resulta en un cambio brusco en el volumen. La medición de las condiciones externas en las que se produce la transformación se denomina la transición de fase.
Transiciones de fase son ocurrencias comunes observadas en la naturaleza, y muchas técnicas de ingeniería explotan ciertos tipos de transición de fase.
El término es más comúnmente utilizado para describir las transiciones entre los estados sólido, líquido y gaseoso de la materia, y, en casos raros, plasma.
Tipos de transición de fase
Los ejemplos de transiciones de fase incluyen:
•Las transiciones entre las fases sólidas, líquidas y gaseosas de un solo componente, debido a los efectos de la temperatura y/o presión:
•Una transformación eutéctica, en el que se enfría y una sola fase de líquido de dos componentes se transforma en dos fases sólidas. El mismo proceso, pero comienzo con un sólido en lugar de un líquido se denomina una transformación eutectoide.
•Una transformación peritéctica, en el que una sola fase sólida de dos componentes se calienta y se transforma en una fase sólida y una fase líquida.
•Una descomposición espinodal, en el que una sola fase se enfría y se separa en dos composiciones diferentes de esa misma fase.
•Transición a una mesofase entre sólido y líquido, tales como una de las fases "cristal líquido".
•La transición entre las fases ferromagnéticas y paramagnético de materiales magnéticos en el punto de Curie.
•La transición entre diferente, ordenados, estructuras magnéticas conmensurables o inconmensurables, como en antimonio de cerio.
•La transformación martensítica que se produce como una de las muchas transformaciones de fase en acero al carbono y es un modelo para las transformaciones de fase desplazativos.
•Los cambios en la estructura cristalográfica tal como entre ferrita y austenita de hierro. •Transiciones de orden-desorden como en Aluminuros de alfa-titanio.
•La aparición de la superconductividad en ciertos metales y cerámicas cuando se enfría por debajo de una temperatura crítica.
•La transición entre las diferentes estructuras moleculares, especialmente de sólidos, tales como entre una estructura amorfa y una estructura de cristal, entre dos estructuras cristalinas diferentes, o entre dos estructuras amorfas.
•Quantum condensación de fluidos bosónicos. La transición superfluido en helio líquido es un ejemplo de esto.
•La ruptura de simetrías en las leyes de la física durante la historia temprana del universo como su temperatura se enfría.
Las transiciones de fase ocurren cuando la energía libre termodinámica de un sistema es no analítica para alguna elección de las variables termodinámicas. Esta condición se deriva generalmente de la interacción de un gran número de partículas en un sistema, y no aparece en los sistemas que son demasiado pequeñas.
En el punto de transición de fase de las dos fases de una sustancia, líquido y vapor, tienen energías libres idénticas y por lo tanto tienen la misma probabilidad de existir. Por debajo del punto de ebullición, el líquido es el estado más estable de los dos, mientras que por encima se prefiere la forma gaseosa.