Gases

 Un neumático de
bicicleta no debe
inflarse excesivamente
porque podría reventar,
menos aún en verano...
 Ningún aerosol debería
arrojarse al fuego…
 El gas dióxido de
carbono que sublima de
un bloque de hielo seco
cae hacia el suelo….
 Un globo lleno de helio
se eleva en el aire y lo
mismo sucede si se
llena con aire
caliente…
 Estos comportamientos y
muchos otros
relacionados con los
gases se pueden
entender, controlar y
predecir si se conocen
algunas leyes
elementales y una teoría
conocida como Teoría
Cinético - Molecular

1.Un gas está formado por moléculas
o átomos en movimiento constante,
lineal, y al azar.
2.Las moléculas de los gases se
encuentran muy alejadas unas de las
otras. La mayor parte del espacio
ocupado por un gas se encuentra
vacío.
3.Las moléculas chocan unas con
otras y con las paredes del recipiente
que lo aloja. Dada la velocidad del
movimiento, la mayoría del tiempo
las moléculas están chocando.
4.Idealmente, las moléculas no se ejercen fuerzas entre sí.
Cada molécula actúa independientemente del resto.
5.La temperatura de un gas es una expresión directa de la
Energía Cinética de las moléculas que componen el gas.

 Los gases, igual que los líquidos, no tienen
forma fija pero, a diferencia de éstos, su
volumen tampoco es fijo. También
son fluidos, como los líquidos.
 En los gases, las fuerzas que mantienen
unidas las partículas son muy pequeñas. En
un gas el número de partículas por unidad de
volumen es también muy pequeño.

 Los gases han interesado y estimulado la
imaginación de los científicos durante siglos. La
fascinación de este estado reside en que podemos
experimentar con él sin verlo, puesto que la
mayoría es incoloro.
 Las investigaciones sobre gases fueron
fundamentales en el conocimiento de la
estructura intensa de la materia. Citemos los mas
importantes:

 Científico francés para descubrir la ley de
conservación de la masa, estudió la reacción
entre hidrógeno y oxígeno en fase gaseosa para
sintetizar el agua..

 Dalton, Científico inglés que planteó 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 gases e introdujeron el
concepto de molécula.

 Los electrones y protones fueron descubiertos en
forma de rayos catódicos y rayos canales
respectivamente, cuando los científicos
investigaban la conductividad eléctrica en gases
dentro de un tubo al vacío.
 Muchas propiedades atómicas y moleculares se han
hallado en fase gaseosa, como por ejemplo la
energía de ionización y la afinidad electrónica.

 1. Poseen alta entropía (alto grado de
desorden molecular) debido a que las fuerzas
de repulsión (Fr) o fuerzas de desorden
predominan sobre las fuerzas de atracción o
cohesión (Fa)
 2. Poseen grandes espacios intermoleculares,
las moléculas de un gas están muy separadas.
Así por ejemplo a 25°C y 1 atm de presión,
sólo el 0,1% del volumen que ocupa el gas
está ocupado por las propias moléculas, el
99,99% es espacio vacío.

3. Poseen alta energía cinética molecular,
puesto que las moléculas se mueven muy
rápido. A 25°C las velocidades moleculares de
los gases varían entre 200 á 2000 m/s (600 á
6000 Km/h

Son propiedades que se miden o
determinan para un conjunto de
moléculas.
 1. Comprensibilidad: El volumen de un
gas se puede reducir fácilmente
mediante la acción de una fuerza
externa. Esta propiedad de los gases se
explica debido a la existencia de
grandes espacios intermoleculares.
¿Es posible comprimir un gas hasta que su
volumen sea cero, aplicando una fuerza
muy grande?

 Nunca.
Si la fuerza es muy grande, la presión del
gas seria tan grande que vencería la
resistencia del recipiente y estallaría. Si
la temperatura fuese baja ( menor o
igual a la temperatura critica) el gas se
licuaría, ya en estado líquido seria
imposible comprimirlo.

 2. Expansión: Un gas ocupa todo el volumen
del recipiente que lo contiene debido a la alta
energía cinética traslacional de las moléculas.
¿Porque el aire que es una mezcla gaseosa, no se
expande por todo el universo?
La explicación es simple, la fuerza de atracción
gravitatoria impide que algún cuerpo material
pueda abandonar la orbita terrestre, salvo que
supere la velocidad mínima para vencer la
gravedad que es 11 Km/s, que las moléculas de
aire no pueden adquirir en forma natural.

 3. Difusión: Consiste en que las moléculas de un
gas se trasladan a través de otro cuerpo
material (sólido, líquido o gas), debido a su alta
energía cinética y alta entropía. Cuando uno
siente el olor y aroma de una flor o una fruta es
debido a la difusión de ciertas sustancias
(ésteres) que se difunden en forma de vapor a
través del aire y llega al olfato.
Otros ejemplos de difusión son:
 difusión del CO2 en bebidas gaseosas.
 difusión del H2 en el platino.
 gas lacrimógeno en el aire.

 4. Efusión: Consiste en la salida de moléculas
gaseosas a través de pequeñas aberturas u
orificios practicados en la pared del recipiente
que contiene el gas. Por ejemplo un
neumático se desinfla cuando el aire
comprimido se efunde a través de un orificio
causado por un clavo u otro objeto similar.

 En muchos aspectos los gases son mas simples
que los sólidos y los líquidos. El movimiento
molecular de los gases es totalmente aleatorios
y la fuerza de atracción entre sus moléculas
son tan pequeñas que cada una se mueve en
forma libre y esencialmente independiente de
las otras.
 El comportamiento de un gas es independiente
de su composición química y se puede describir
mediante tres parámetros de estado
termodinámico que son la presión, el volumen
y la temperatura.

 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 un área 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
dos factores:
 El número de moléculas que colisionan en una
cierta área (A)
 La fuerza con que choca o colisiona 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
puede incrementar la presión de un gas
aumentando el número de moléculas dentro
del recipiente o solamente aumentando la
energía cinética de las moléculas que estaban
dentro del recipiente.

UNIDADES DE PRESIÓN
 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1 atm = 101325 Pa
Instrumentos para medir presión
 •Barómetro: permite medir presión atmosférica.
 •Manómetro: se utiliza para medir la presión de
gases distintos a los de la atmósfera.

 El gas ocupa todo el volumen del recipiente,
por lo tanto su volumen es igual a la
capacidad que tiene el recipiente.

 Es la medida relativa de la energía cinética
promedio de las moléculas. En las leyes del estado
gaseoso solo se consideran escalas absolutas. En el
sistema internacional se mide en grados kelvin.

 Microscópicamente el gas ideal es un modelo
abstracto., que cumple con los postulados de la teoría
cinética de los gases.
 El modelo mas simple de un sistema de muchas
partículas es el gas ideal. Por definición es un gas que
consta de partículas materiales puntuales de masa
finita, entre las cuales no existen fuerzas que actúan
a distancia y cuando chocan, lo hacen siguiendo las
leyes de colisiones de las esferas. Los gases
suficientemente enrarecidos son los que mas
corresponden a la propiedades del gas ideal.
 Los sistemas gaseosos ideales son aquellos regidos por
generalizaciones basadas en la experiencia y en la
actualidad explicadas por la teoría cinética molecular.
Un gas puede considerarse ideal a altas temperaturas
y bajas presiones.

 Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas
moléculas están sujetas a las fuerzas de atracción y
repulsión. Solamente a bajas presiones y altas
temperaturas las fuerzas de atracción son
despreciables y se comportan como gases ideales.
 Si se quiere afinar mas 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 las cuales son variadas
y mas complicadas cuanto mas precisas.

 Los gases reales no se expanden infinitamente,
sino que llegaría un momento en el que no
ocuparía mas 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 mas
sencilla sea su fórmula química y cuanto menor
sea su reactividad (tendencia a formar enlace
químico).
 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 mas liviano , el
hidrógeno.

 Menos ideales serán los triatómicos como el
dióxido de carbono, el caso del vapor de agua es
aún peor ya que la molécula al ser polar tiende a
establecer puentes de hidrógeno lo cual reduce
aún mas la idealidad. Dentro de los gases
orgánicos, el que tendrá un comportamiento mas
ideal será el metano perdiendo idealidad a
medida que se engrosa la cadena de carbono. Así
es de esperar que el butano tenga un
comportamiento mas lejano a la idealidad.

 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.

Ecuación de Van der Walls para un gas real:
Donde:
 P : presión
 V : volumen
 n : número de mol-g
 T : temperatura
 a , b : parámetros moleculares de gas real que
caracterizan propiedades y estructura de sus
moléculas.
Cabe mencionar que a y b son constantes particulares
de cada gas, independientes de la presión y
temperatura.
Por ejemplo para el H2 : a = 0,244 [atm-L2 / mol2]
b = 0,0266 [L / mol]

 Con la llegada de la teoría atómica de la materia,
las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron
una base microscópica. El volumen de un gas
refleja simplemente la distribución de posiciones
de las moléculas que lo componen.
 Mas exactamente la variable macroscópica V
representa el espacio disponible para el
movimiento de una molécula. La presión de un gas
que puede medirse con manómetros situados en las
paredes del recipiente registra el cambio medido
de momento lineal que experimentan las moléculas
al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La
temperatura del gas es proporcional a la energía
cinética media de las moléculas, por lo que
depende del cuadrado de su velocidad.

Para explicar el comportamiento de los
gases ideales, Clausius, Maxwell y
Boltzman crearon un modelo llamado
Teoría cinética de los gases, los
postulados de esta teoría son:
 Las sustancias están constituidas por
moléculas pequeñísimas ubicadas a
gran distancia entre sí; su volumen se
considera despreciable en
comparación con los espacios vacíos
que hay entre ellas.

 Las moléculas de un gas son totalmente
independientes unas de otras, de modo que no
existe atracción intermolecular alguna.
 Las moléculas de un gas se encuentran en
movimiento continuo, en forma desordenada;
chocan entre sí y contra las paredes del
recipiente, de modo que dan lugar a la presión del
gas.

 Los choques de las moléculas son elásticos, no
hay pérdida ni ganancia de energía cinética,
aunque puede existir transferencia de energía
entre las moléculas que chocan.
 La energía cinética media de las moléculas es
directamente proporcional a la temperatura
absoluta del gas; se considera nula en el cero
absoluto.

 Es denominada también ecuación de estado de
los gases ideales, porque nos permite establecer
una relación de funciones de estado, que definen
un estado particular de una cierta cantidad
de gas (n)
PV = nRT
Donde:
 R = constante universal de gases
 V = volumen de gas en litros (L)
 T = temperatura del gas, debe medirse en escala
Kelvin (K)
 P = presión absoluta del gas

 Otras formas de expresar la ecuación universal:
donde:
m = masa del gas en gramos (gr)
M = masa molar del gas, expresado en g/mol

 Valores de R , si la presión se expresa en:
 Atmósfera → R = 0.082 atm L / K mol
 Kilopascal → R = 8.3 KPa L / K mol
 mmHg ó Torr → R = 62.4 mmHg L / K mol

En condiciones normales el sistema gaseoso
presenta una presión y temperatura definida:
 P = 1 atm = 760 mmHg
 T = 0°C = 273°K
Entonces el volumen molar (Vm) será un valor
constante, independiente del tipo o naturaleza
del gas.
 Vm = RT / P = 0.082 x 273 / 1
 Vm = 22.4 L / mol

 Ley de Boyle: para una cierta cantidad de un gas
a una temperatura constante, el volumen del gas
es inversamente proporcional a su presión.

V α1/P V = k1 . 1/P P.V = k1
El producto de la presión y el volumen de un
gas a temperatura constante, es constante.
Dados dos conjuntos de condiciones distintas,
a temperatura constante, se tiene:
P1.V1 = k1 P2.V2 = k2
Si k2 = k1
Entonces : P1.V1 = P2.V2

Al estudiar la relación entre la temperatura de un
gas y su volumen, se observa el siguiente
comportamiento:

 Ley de Charles: el volumen de una cantidad
fija de gas, mantenida a presión constante, es
absoluta del gas.
V α T V = k1 T k1 = V1/T1
k1 = V/T k2 = V2/T2
V1/T1 = V2/T2

 Ley de Gay-Lussac: la presión de una cantidad
fija de gas, mantenida a volumen constante, es
absoluta del gas.
P α T P = k T
k1 = P1/T1 y k2 = P2/T2
P1/T1 = P2/T2

 Ley de Avogadro: a presión y temperatura
constante, el volumen de un gas es directamente
proporcional a la cantidad de sustancia del gas
presente.
V α n V = k.n

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