Leyes de los gases
Objetivos: Explicar las propiedades de los gases ideales y las leyes que rigen su comportamiento.
Deducir la ley combinada de los gases. Deducir la ley de los gases ideales Explicar la idea de mol
Introducción:
Una propiedad de una cantidad de materia es algo que podemos medir con respecto a esa cantidad de materia. Entre las propiedades más comúnmente experimentadas están: la masa, el volumen, la forma, la temperatura, el color, el olor, el sabor y la textura. El conjunto total de propiedades define al objeto. Para comparar diferentes objetos o sustancias, comparamos sus propiedades.
Los gases, líquidos y sólidos pueden ser distinguidos debido a que algunas de sus propiedades son diferentes. Por ejemplo, el agua sólida (hielo) tiene forma y volumen bien definidos, pero si fundimos el hielo hasta obtener agua líquida vemos que aunque el volumen sigue estando bien definido, la forma ya no: el agua líquida toma la forma del recipiente que la contiene. Si procedemos a evaporar el agua, ni siquiera el volumen está bien definido: el vapor de agua llena completamente el recipiente que lo contiene.
El que una cantidad de materia cambie su forma o su volumen no altera la cantidad de masa. En 1 Kg de gas hay tanta materia como en 1 Kg de sólido. Si para los cambios de estado mencionados empezamos con 1 Kg de hielo, terminaremos con 1 Kg de vapor de agua. Si el sólido parece "más pesado" es porque el sólido tiene una mayor densidad.
Los sólidos tienen densidades altas, un poco mayores a los líquidos, mientras que los gases tienen densidades muy bajas. Como ejemplo, el plomo (Pb, un metal muy denso) tiene una densidad de 11.340 g/mL, mientras que el agua tiene una densidad de 1 g/mL. El nitrógeno (N), el componente más abundante del aire, tiene una densidad de apenas 0.00125 g/mL.
Todas las propiedades que hemos mencionado corresponden a las propiedades
físicas. Las propiedades químicas se refieren al comportamiento de la materia que
sí altera sus propiedad
Marco teórico:
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo 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.
Entonces podemos decir que un gas es una sustancia cuyas moléculas están en constante movimiento las cuales ejercen presión y generan calor o temperatura. Las moléculas de un gas ocupan un lugar y tienen volumen. La masa de un gas representa el tamaño el número de moléculas. Cuando actúan contra gravedad tienen peso.
La temperatura es un propiedad física de los gases. A temperaturas altas sus moléculas se mueven más rápido. La temperatura se puede expresar en Grados Kelvin °K = °C + 273. En escala K, 0°K = -273 Celcius
0° C = 273°K 37°C = 310° K
Presión (P) está determinada por la frecuencia de movimiento de las moléculas contra una superficie. En fisiología pulmonar la presión de un gas se expresa en mmHg o en Torr (1 mmHg = 1Torr). La presión del aire a nivel del mar es igual a 760 mmHg. La presión de un gas disuelto en líquido se llama tensión del gas. La Presión de vapor de agua (P H2O), corresponde al agua en fase gaseosa. El vapor de agua ejerce presión. La presión de vapor de agua depende de la temperatura. El aire inspirado después de su paso por las vías respiratorias superiores se encuentra saturado con vapor de H2O.
La presión del gas seco inspirado, en una persona con 37°C de temperatura corporal será:
o A nivel del mar donde PB = 760 mmHg:
o Presión gas seco inspirado = 760 - 47 = 713 mmHg
El Volumen (V) es el espacio ocupado por un gas. El gas es compresible y su volumen estará determinado por el espacio ocupado. Si un gas se comprime, su presión y volumen se modificarán de acuerdo a las leyes de los gases.
Ley general de los gases
Ley de Dalton: la suma de las presiones parciales de los gases será igual a la
presión total. La suma de las presiones individuales de los gases en el aire será igual a la presión atmosférica (PB).
o PB = P1 + P2 + P3 + ...
o PB = PN2 + PO2 + PH2O + PCO2
APLICACIÓN DE LA LEY DE DALTON EN LA HEMATOSIS
Ley de Avogadro: Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión
contiene igual número de moléculas. A 273 °K y 760 mmHg. el número de moléculas siempre ocupará 22.4 L. El número de Avogadro = 6.02 x 1023 es el número de moléculas en una masa de gas igual a su peso molecular en gramos. PM O2 = 32, entonces 32 gr. de O2 contienen 6.02 x 10 23 moléculas. Es aquella en el que las constantes son Presión y Temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n) matemáticamente, la fórmula es:
Ley de Boyle – Mariotte: Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de
gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: V = KP (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes). Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
45 mmHg 40 mmHg 45 mmHg 40 mmHg PCO2 40 mmHg 105 mmHg 40 mmHg 105 mmHg PO2 Tejido Sangre oxigenada Sangre desoxigenada Alveolo pulmonar Tipo de presión
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.
Una jeringa con su émbolo móvil nos da un buen ejemplo en posición (1) donde las dos ramas están en equilibrio. En la posición (2) se ejerce Presión positiva, la diferencia de las ramas marca la
presión del gas. Presión negativa (3), succión.
Ley de Charles: A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es
directamente proporcional a su temperatura. Matemáticamente la expresión es: o
Ley de Charles: El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura
manteniendo una presión constante.
Ley de Gay-Lussac: La presión de un gas que se mantiene a volumen constante,
es directamente proporcional a la temperatura:
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada
gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.
Ley de Graham: Se refiere a la velocidad con que se mueven las moléculas de un
gas en relación a su tamaño. A una Tº dada las moléculas pequeñas se mueven más rápidamente y difunden con más rapidez que las de mayor tamaño. Establece que bajo condiciones iguales la velocidad de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del PM del gas que difunde.
Ley de Henry: fue formulada en 1803 por William Henry. Enuncia que a una
temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. Matemáticamente se formula del siguiente modo:
donde:
p = la presión parcial del gas c = la concentración del gas
k = la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y
el líquido.
Ley de Fick: es una ley cuantitativa en forma de ecuación diferencial que describe
diversos casos de difusión de materia o energía en un medio en el que inicialmente no existe equilibrio químico o térmico. Recibe su nombre Adolf Fick, que las derivó en 1855.
En situaciones en las que existen gradientes de concentración de una sustancia, o de temperatura, se produce un flujo de partículas o de calor que tiende a homogeneizar la disolución y uniformizar la concentración o la temperatura. El flujo homogeneizador es una consecuencia estadística del movimiento azaroso de las partículas que da lugar al segundo principio de la termodinámica, conocido también como movimiento térmico casual de las partículas. Así los procesos
físicos de difusión pueden ser vistos como procesos físicos o termodinámicos irreversibles.
Ley de los gases ideales: Las tres leyes mencionadas pueden combinarse
matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:
siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1 si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J·K-1·mol-1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades R = 1,987 cal·K-1·mol-1
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende de el estado actual en que se encuentre el gas.
Gases finales
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos/moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad, tendencia a formar enlaces. Así, por ejemplo, los gases nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano hidrógeno. Menos ideales serán los triatómicos como el dióxido de carbono, el caso del vapor de agua aún es peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos el que tendrá un comportamiento más ideal será el metano perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así el butano es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es porque cuanto más grande es la partícula fundamental constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales
mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.
También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química.
Comportamiento de los gases
Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material. Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal.
Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen.
Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las sustancias. Para entender mejor el comportamiento de un gas siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son:
Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no. Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula. El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente.
Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre sí o contra las paredes del recipiente que
las contiene. Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el UF6, que es el gas
más pesado conocido. Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven.
Gases medicinales
Los Gases Medicinales son aquellos gases que por sus características específicas son utilizados para consumo humano y aplicaciones medicinales en instituciones de salud y en forma particular. Son los siguientes
• Oxígeno (O2).
• Óxido nitroso (N2O).
• Aire Medicinal (O2-N2 y otros componentes minoritarios).
• Vacío (El proceso de vacío será considerado como gas medicinal).
• Otros gases: Helio (He), Dióxido de Carbono (CO2) y Nitrógeno (N2).
Producción y Aplicaciones del Oxígeno Medicinal:
Para uso medicinal el oxígeno se produce por el método de destilación fraccionada, que consiste básicamente en el enfriamiento del aire previamente filtrado y purificado. Por métodos de compresión-descompresión se logra el enfriado del aire hasta una temperatura aproximada a los -193 [ºC]. Luego con el aire ya licuado se realiza una destilación donde cada uno de sus componentes puede ser separado.
El oxígeno es el gas más utilizado y de mayor relevancia para todos los hospitales del mundo. Fue presentado por 1777 y se ha demostrado su importancia para las prácticas médicas modernas en el año 1780. En la actualidad el oxígeno ya es considerado como un medicamento.
Los campos de aplicación más usuales son: • Terapia respiratoria.
• Reanimación (resucitación).
• Unidad de cuidados intensivos.
• Anestesia.
• Creación de atmósferas artificiales.
• Tratamiento de quemaduras.
• Terapia hiperbárica.
• Tratamiento de hipoxias.
Bibliografía:
Newton, I. Principios Matemáticos de la Filosofía Natural. Editora Nacional. Madrid. 1982
Rañada, A. y otros. Física Básica. Alianza Editorial. Madrid. 1997 Resnick, R y otros. Física . CECSA. 1993
