PROPIEDADES GENERALES DE LOS GASES

Se podrían enunciar las siguientes, las cuales se muestrandivididas a nivel submicroscópico o molecular y a nivelmacroscópico o estadístico.

A nivel submicroscópico o molecular:

1. Poseen alta entropía (alto grado de desorden molecular)debido a que las fuerzas de repulsión (Fr) o fuerzas de desordenpredominan sobre las fuerzas de atracción o cohesión (Fa)

Fuerzas de repulsión > fuerzas de atracción

2. Poseen grandes espacios intermoleculares, las moléculas de ungas están muy separadas. Así por ejemplo a 25°C y 1 atm depresión, sólo el 0,1% del volumen que ocupa el gas está ocupadopor las propias moléculas, el 99,99% es espacio vacío.

Se pueden diferenciar los espaciosintermoleculares entre el estadosólido, líquido y gaseoso, siendo enel gaseoso muy extenso.

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

Se puede observar que la alta energíacinética molecular consecuentemente originauna velocidad muy rápida de las moléculas deun gas.

A nivel macroscópico o estadístico:

Son propiedades que se miden o determinan para un conjunto demoléculas.

1. Comprensibilidad: El volumen de un gas se puede reducirfácilmente mediante la acción de una fuerza externa. Estapropiedad de los gases se explica debido a la existencia degrandes espacios intermoleculares.

Se observa que en los gases son fácilesde comprimir debido a sus grandesespacios intermoleculares mencionadosanteriormente

Dato curioso:

¿Es posible comprimir un gas hasta que su volumensea cero, aplicando una fuerza muy grande?

Nunca. Si la fuerza es muy grande, la presión del gassería tan grande que vencería la resistencia delrecipiente y estallaría. Si la temperatura fuese baja

(menor o igual a la temperatura crítica) el gas se licuaría, ya en estado líquido seríaimposible comprimirlo.

2. Expansión: Un gas ocupa todo el volumen del recipiente que locontiene debido a la alta energía cinética traslacional de lasmoléculas.

No se observa ningún recipiente, porlo tanto el gas seguirá expandiéndosedebido a la alta energía cinéticatraslacional

Dato curioso:

¿Porque el aire que es una mezcla gaseosa, no seexpande por todo el universo?

La explicación es simple, la fuerza de atraccióngravitatoria impide que algún cuerpo material puedaabandonar la órbita terrestre, salvo que supere lavelocidad mínima para vencer la gravedad que es 11Km/s, que las moléculas de aire no pueden adquirir enforma natural.

3. Difusión: Consiste en que las moléculas de un gas setrasladan a través de otro cuerpo material (sólido, líquido ogas), debido a su alta energía cinética y alta entropía. Cuandouno siente el olor y aroma de una flor o una fruta es debido ala difusión de ciertas sustancias (ésteres) que se difunden enforma 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 travésde pequeñas aberturas u orificios practicados en la pared delrecipiente que contiene el gas. Por ejemplo un neumático sedesinfla cuando el aire comprimido se funde a través de unorificio causado por un clavo u otro objeto similar.

GAS IDEAL

Un gas ideal esun gas teórico compuesto de un conjuntode partículas puntuales condesplazamiento aleatorio que nointeractúan entre sí. El concepto de gasideal es útil porque el mismo secomporta según la ley de los gasesideales, una ecuación deestado simplificada, y que puede seranalizada mediante la mecánica

estadística.

Muchos gases tales comoel aire, nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases, y algunos gasespesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratadoscomo gases ideales dentro de una tolerancia razonable.

Por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado parala mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua omuchos fluidos refrigerantes. La investigación de laspropiedades de un gas se realiza en función de las variables dela temperatura T, la presión P, y el volumen V; en los gasesideales estas relaciones se la hacen de la manera más simple.

Las propiedades termodinámicas de un gas ideal pueden serdescritas por dos ecuaciones:

La ecuación de estado de un gas ideal clásico que es la ley delos gases ideales

Y la energía interna a volumen constante de un gas ideal quequeda determinada por la expresión:

Donde

P es la presión

V es el volumen

n es la cantidad de sustancia de un gas (en moles)

R es la constante de los gases (8.36 J·K−1mol-1)

T es la temperatura absoluta

U es la energía interna

 es el calor específico adimensional a volumenconstante, ≈ 3/2 para un gas monoatómico, 5/2 para un gasdiatómico y 3 para moléculas más complejas.

GAS REAL O IMPERFECTO

El comportamiento de los gasesreales se aparta del ideal de talmodo que se invalidan las leyes delgas ideal. Este fenómeno se debe ala interacción entre las fuerzas deatracción y repulsión de lasmoléculas. Justamente cuando la

presión es ínfima, el contacto entre las moléculas es ínfimo yel efecto de las fuerzas de atracción y repulsión esprácticamente nulo.

Un gas real es más compresible a presiones moderadas que elgas ideal y menos compresible a presiones altas.

Como ilustración de la diferencia entre un gas ideal y ungas real tenemos lo siguiente:

Calcular el volumen de 0.5 mol de NH3 a 273.15 K y 100 Atmde presión. Siendo el coeficiente de compresibilidad z=0.143:

Entonces tenemos que V=nzRTP

0.5x0.143x82.06x273.15100

=16.03cm2

Ahora este mismo ejercicio calculado mediante la aplicaciónde la ecuación del gas ideal es:

V=0.5X82.06X273.15

100=121.15cm2

Esto indica un error del 700% cuando equivocadamente serealiza el cálculo del volumen con la ecuación del gas ideal.

LEYES DE LOS GASES IDEALES

Ley de Boyle

Relaciona el volumen y la presión de una ciertacantidad de gas mantenida a temperatura constante.La ley dice que el volumen es inversamenteproporcional a la presión:

Donde  es constante si la temperatura y la masa del gaspermanecen constantes.

Donde:

Procedimiento experimental

Ley de Boyle

1. Llenar una probeta de 1000 ml ³/4 de su capacidad,invierta una bureta con la llave abierta; cierre la llavea un ¹/4 de su volumen con agua. La bureta debe mantenersecon la llave cerrada, asegúrese de que no haya del airecontenido en la bureta.

2. Consiga 5 lecturas de volumen y presión para el aireencerrado dentro de la bureta. El desnivel (H) mídalo conla regla.

3. Mida el volumen de agua contenida en la buretaigualando los niveles de agua en el bulbo y la bureta,siendo la altura (h: desnivel igual 0, cero).Anote elvolumen de agua en la bureta.

4. Levante la bureta, midiendo la altura (h: desnivel) conuna regla y anote el volumen de agua contenido en labureta.

5. Baje la bureta, midiendo la altura (h: desnivel) conuna regla y anote el volumen de agua contenido en labureta.

6. Obtenga la presión barométrica del laboratorio y elvolumen Vo para la bureta.

7. Calcule el volumen del aire y la presión para cadacaso.

8. Calcule el volumen del aire, la presión en mmHg ydetermine el producto P×V para cada caso. Compare losresultados.

Practica de Boyle

Datos teóricos

Densidad del mercurio (g/cm³)

Densidad del agua (g/cm³)

Presión barométricade trabajo

13,6 O,99626 756 mmHg

Datos experimentales

V agua (ml) h(mmH2O)

Vo 5,2 0

S 5,5 68

S 5,8 166

B 4,9 62

B 4,7 98

Tabla de medida de Vo

Vo (ml)

6 ml

Tabla de temperatura medida del agua

Temperatura(°C) 28°C

Resultados de la práctica de Boyle

La Ley de Charles y Gay-Lussac

Relaciona el volumen y la temperatura de unacierta cantidad de gas ideal, mantenido auna presión constante, mediante una constantede proporcionalidad directa. En esta ley,Charles dice que para una cierta cantidad degas a una presión constante, al aumentar latemperatura, el volumen del gas aumenta y al

disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto sedebe a que la temperatura está directamente relacionada conla energía cinética (debida al movimiento) de las moléculas delgas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, amayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumendel gas.

Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperaturacomo magnitudes directamente proporcionales en la llamada "Lasegunda ley de Gay-Lussac".

La ley de Charles es una de las leyes más importantes acerca delcomportamiento de los gases, y ha sido usada en muchasaplicaciones diferentes, desde para globos de aire calientehasta en acuarios. Se expresa por la fórmula:

Donde:

V es el volumen

T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)

k es la constante de proporcionalidad.

Además puede expresarse como:

Donde:

Volumen inicial

Temperatura inicial

Volumen final

Temperatura final

Procedimiento experimental

Ley de Charles

1. En una plancha de calentamiento colocar un vaso de precipitado de 1 litro lleno de agua.

2. Antes de que el agua ebulla colocar dentro del vaso precipitado un matraz apoyado en un soporte universal.

3. Una vez que el agua ebulla, mida la temperatura.

4. Utilizar un chicle como tapón para tapar el tubito del matraz aforado.

5. Luego con mucho cuidado retirar del baño de maría el matraz aforado y colocar de forma inversa en un vaso de precipitado de 1 litro con suficiente agua del chorro.

6. Retirar en chicle, cuando el matraz esta boca abajo dentro del agua. Medir nuevamente la temperatura.

7. Mueva el matraz de modo que los niveles dentro y fuera del matraz se igualen y tape el matraz con el dedo.

8. Mida el volumen de agua que se introdujo dentro del matraz con el cilindro graduado de 100 ml.

9. Mida posteriormente el volumen del matraz llenándolo con agua completamente y luego vertiéndola en un cilindro graduado de 500 ml. El volumen final del gas será la diferencia de estos.

Practica de Charles

Datos teóricos

Presión barométrica o de trabajo

756 mmHg

Presión de vapor de agua a la temperatura 2

26,74 torr

Volumen del gas (Vg = V2) 257 ml

Datos experimentales

Temperatura 1 373 K

Temperatura 2 300 K

Volumen del agua dentro del matraz 35 ml

Volumen que contiene el matraz lleno de agua

320 ml

Resultados de la práctica de Charles

Conclusiones generales

 A una presión constante el volumen de un gas se expande cuando se calienta y se contrae cuando se expande.

 La temperatura y el número de moles para demostrar la leyde Boyle deben ser constantes.

La presión para demostrar la ley de charle debe ser constante.

Si la presión de un gas se duplica el volumen disminuye, ysi la presión disminuye el volumen aumenta.

LEY DE LOS GASES REALES

La ecuación de van der Walls relaciona lapresión, el volumen y la temperatura de ungas real o imperfecto de tal modo que apresiones moderadas concuerda con los datosexperimentales. Este logro se debe al hechode que además de la corrección aplicadapara el volumen (el volumen de un gas real

es mayor que el del ideal) se reconoce la existencia de energía

de atracción entre las moléculas impone la necesidad deintroducir una corrección para la presión.

La fórmula de la ley de Van Der Walls parte de la de los gasesideales a diferencia que en esta se introduce los términos a, b,conocidas como constantes de Van Der Walls, que dependen de lasustancia que se esté estudiando en cada caso.

(P+aV2 )(V−b )=RT

Cuando el número de moles es n, el volumen del gas es V=nV,siendo la otra modalidad de la ecuación de Van Der Walls:

(P+n2aV2 ) (V−nb)=nRT

De donde p, hace referencia a la presión del gas.n= cantidad de sustancia (número de moles)V= volumen ocupado por el gasR= constante universal de los gasesT= temperatura en valor absoluto.

Por ejemplo si calculamos la presión que ejerce 1 mol de gasamoníaco en un recipiente de 1.5 dm3 a 400 C, obtendremos comoresultado 15.71 Atm, con los valores a,b, de una tabla devalores y si calculamos con las leyes del gas idealobtendremos un valor de 17.13 Atm.