ESTADO GASEOSO
Características generales de un gas:
La molécula es la menor partícula que existe al estado libre en ungas. Estas moléculas en los gases están muy alejadas unas de otras, en un continuo movimiento totalmente desordenado.
El gas ocupa todo el recipiente que lo contiene y si destapamos y si destapamos el recipiente el gas se expande, y acaba llenando el recipiente mayor.
Cuando un gas se expande en el seno de otro, mezclándose con el decimos que se difunde.
Otra propiedad muy importante de los gases es que disminuyen su volumen cuando actúasobre ellos una presión exterior. El gas se comprime.
Presión de un gas:
Un gas encerrado en un recipiente consta de moléculas, que están chocando continuamente entre si y contra las paredes del recipiente.
Estos choques explican el hecho de que los gases ejerzan presión. Si duplicamos en número de moléculas gaseosas, las posibilidades de choque son mayores y en consecuencia la presión también se duplica, manteniendo constante el volumen y la temperatura.
Unidades de presión:
En el sistema internacional, la presión se mide en: N/m2 = 1 pascal
En química de las presiones se miden también en: atmósferas
mm de mercurio, (mmHg)
Presión atmosférica:
La atmósfera es una mezcla de gases que rodean la Tierra y que por lo tanto, ejercen una presión sobre su superficie.
El primer experimento que demostró la existencia de la presión atmosférica y que permitió medirla, lo hizo en 1643 el científico italiano Evangelista Torricelli en 1643.
Torricelli llenó de mercurio un tubo fino de vidrio de 1 metro de longitud, aproximadamente y de
La presión se define como la fuerza ejercida por unidad de superficie.
P = F/S
1cm de sección, cerrado por uno de los extremos.
Cerró el orificio del extremo libre con un dedo e introdujo cabeza abajo en una cubeta llena también de
mercurio. Cuando retiró el dedo, el nivel del mercurio del tubo descendió hasta quedar a una altura de 760 mm por
encima de la superficie del mercurio de la cubeta. El extremo superior del tubo quedó vacío.
La presión atmosférica se pone de manifiesto sobre la superficie libre del mercurio, de esta manera, el nivel
siempre llega a la misma altura. La presión atmosférica actúa sobre el mercurio de la cubeta y sostiene la columna contenida dentro del tubo, impidiendo que este baje más.
Después se dedujo que la presión en el punto A (760 mm de profundidad en la columna de Hg) y la presión en el punto B (en la superficie libre) son idénticas.
La presión ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura es denominada presión atmosférica normal.
Una atmósfera es igual a 760mm de hg.
Un mm de Hg equivale a 1 torr, en honor a Torricelli, por lo tanto:
.
Presión de un gas encerrado en un recipiente:
Para medir la presión de los gases con contenidos en recipientes se utilizan unos aparatos llamados manómetros.
El manómetro consta de un tubo en U que contiene Hg. Un brazo del tubo en U está abierto a la atmósfera, donde se ejerce la presión atmosférica. El otro brazo está conectado un recipiente con gas, donde el gas ejerce presión sobre el Hg de este brazo. Si la presión de gas es igual a la atmosférica, el nivel de hg en ambos brazos sería el mismo.
En la figura la presión del gas mayor que la presión atmosférica.
Por lo tanto:
Pgas = P atm + h
Leyes de los gases:
El volumen de un gas está relacionado de una manera simple con: la presión de gas (P)
la temperatura (t) el número de Moles (n)
De esta manera hemos de descubrir una serie de regularidades en su comportamiento, que expresaremos en forma de leyes.
1. Ley de Boyle :
Relaciona las variaciones de volumen con la presión, manteniendo constante la
temperatura y la masa de gas.
Hemos visto que los gases se comprimen al aumentar la presión. Supongamos un cilindro con un émbolo que ajusta perfectamente, en cuyo interior hay un gas. Al empujar el émbolo, aumenta la presión y disminuye el volumen. Al disminuir el volumen, las moléculas están más próximas y aumenta el número de choques y en consecuencia aumenta la presión.
En esta ley se cumple que:
Para gases reales esta ley, se cumple a presiones muy bajas.
Un gas que cumple todas las leyes a cualquier presión y temperatura se le llama gas ideal.
Lo gases que se encuentran naturaleza como el oxígeno, nitrógeno, hidrógeno etcétera, llamados gases reales, sólo cumplen aproximadamente las leyes de los gases.
2. Ley de Charles:
P1.V1= P2.V2= P3.V3 = cte.
Enunciado de la ley:
El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión a temperatura y
masa constante.
Expresión matemática de la ley:
Estudia las variaciones de volumen con la temperatura, manteniendo la masa y la presión
constante.
Experimentalmente está comprobado que si un gas se calienta, se expande; y si se enfría se comprime. En esta ley se cumple que :
.
3- Segunda ley de Charles:
Estudia las variaciones de presión en función de la temperatura, manteniendo la masa y el
volumen constante.
4- Ley Conjunta:
V1/T1 = V2/T2 = V3/T3 = constante
Enunciado de la ley:
El volumen ocupado por una determinada masa de gas, varía de forma directamente
proporcional a la variación de la temperatura absoluta, cuando la presión y la masa
permanecen constantes.
Expresión matemática de la ley:
V1/T1 =V2/T2
Enunciado:
La presión de un gas varía en forma directamente proporcional a la variación de la
temperatura absoluta, cuando la masa y el volumen permanecen constantes.
La expresión matemática es similar a la ley anterior.
Estudia los cambios de volumen cuando se modifican simultáneamente la presión y la
temperatura, manteniendo la masa constante.
Combinando las dos leyes anteriores:
Boyle: P V= constante 1° Charles: V/T = constante 2° Charles: PV/T = constante.
1. Sí T = constante entonces: P1.V1 = P2.V2 2. Sí P= constante entonces: V1/T1 = V2/T2 3. Sí V= constante entonces: P1/T1 = P2/T2
5- Ecuación general de los gases:
La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la
cantidad (en moles) de un gas ideal es:
𝑃1. 𝑉1
𝑇1 = 𝐾
Resulta que:
𝑃1. 𝑉1
𝑇1 =
𝑃2. 𝑉2 𝑇2
