Estado gaseoso

1.-Estado gaseoso Un gas es un fluido que tiende a expandirse hasta ocupar completamente el volumen del recipiente que lo contiene. Las propiedades generales de los gases son las siguientes: 1.1.- Propiedades generales de los gases. Pequeña densidad debido a que en virtud de la ausencia de cohesión entre sus moléculas estas se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca masa en la unidad de volumen. Son perfectamente homogéneos e isótropos, es decir, tienen las mismas propiedades en todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus moléculas en todas las direcciones. Tienden a ocupar el máximo volumen (expansibilidad) adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Son muy compresibles debido a la ausencia de fuerzas de repulsión entre sus moléculas. Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están en el mismo recipiente. Pequeña viscosidad aunque no nula ya que las acciones mutuas entre moléculas no son totalmente despreciables. 2.2.- Teoría cinético-molecular de los gases. La teoría cinético-molecular ha resultado muy útil para explicar el comportamiento de los gases, los cambios de estado y otros fenómenos importantes. Las ideas principales de esta teoría son las siguientes: * Los gases están formados por un número muy grande de partículas extremadamente pequeñas llamadas moléculas. La teoría cinético-molecular ha resultado muy útil para explicar el comportamiento de los gases, los cambios de estado y otros fenómenos importantes. Las ideas principales de esta teoría son las siguientes: Los gases están formados por un número muy grande de partículas extremadamente pequeñas llamadas moléculas. Las distancias entre las moléculas son muy grandes comparadas con el tamaño de las moléculas en si y con las dimensiones del recipiente que las contiene. Las moléculas están en movimiento continuo rectilíneo en todas las direcciones y sentidos. Las fuerzas de atracción o repulsión que ejercen las moléculas entre si son despreciables. Durante su movimiento al azar las moléculas chocan entre si y con las paredes del recipiente, este continuo bombardeo de las paredes se conoce como presión del gas. Los choques de las moléculas entre si y con las paredes del recipiente que los contiene son perfectamente elásticos, es decir, sin perdida alguna de energía. 1.3.- Leyes generales de los gases ideales. Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables P (presión), V (volumen) y T (temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio. Estas variables no son independientes entre si, sino que cada una de ellas es siempre función de las otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las dos condiciones siguientes: Que el volumen de sus partículas sea nulo. Que no existan fuerzas atractivas entre ellas. 1.3.1.- Ley de Boyle-Mariotte. La ley de Boyle-Mariotte tiene el siguiente enunciado: Para una cierta cantidad de gas a una temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presión de dicho gas. P x V = k V = k x P P = presión; V = volumen; k = constante de proporcionalidad. 1.3.2.- Ley de Charles-Gay Lussac. Esta ley manifiesta que: Para una cierta cantidad de gas a una presión constante, el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura de dicho gas. Para una cierta cantidad de gas a un volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. 1.3.3.- Ecuación general de los gases perfectos. Los volúmenes ocupados por una misma masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas correspondientes e inversamente proporcionales a las presiones soportables. 1.3.4.- Ley de Avogadro. Avogadro publico una hipótesis en la que estableció lo siguiente: En las mismas condiciones de presión y temperatura volúmenes iguales de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, es decir, a presión y temperatura constante el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles que presenta dicho gas. Para poder comparar el volumen de los gases y aplicar el principio de Avogadro se relacionaran los puntos de referencia de temperatura y presión a los que se denominaran condiciones normales o estándar (T = 273K y P = 1 atm). Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales es igual a 22'4 l. al que se denomina volumen molar de un gas. Como un mol de cualquier sustancia contiene 6'023 * 10-23 moléculas, estas ocuparan un volumen de 22'4 l. 1.3.5.- Ecuación de estado de los gases perfectos. El volumen de un gas varía de manera proporcional con el número de moles y con la temperatura, e inversamente proporcional con la presión. APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES PERFECTOS Masa molecular de un gas: Densidad de un gas: 1.4.- Mezclas de gases. Ley de Dalton. Las leyes de los gases ideales se aplican lo mismo a gases individuales que a las mezclas gaseosas. Cuando se mezclan varios gases que no reaccionan químicamente entre si, cada uno de ellos se comporta como si estuviera solo en el recipiente que los contiene. Dalton propuso que cada uno de los gases de la mezcla se expande hasta llenar el recipiente y ejerce una presión llamada presión parcial que es igual a la que ejercería si estuviese solo en el recipiente. La ley de las presiones parciales de Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen. 1.5.- Difusión gaseosa. Ley de Graham. La difusión es la migración de las moléculas como resultado del movimiento molecular al azar. La difusión de dos o más gases da como resultado el entremezclado de las moléculas y en un recipiente cerrado conduce rápidamente a la formación de una mezcla homogénea. Otro fenómeno relacionado es la efusión consistente en la salida de las moléculas del gas a través de un pequeño orificio o agujero. Todos los gases se difunden rápida y totalmente unos de otros independientemente de su presión, no obstante la velocidad de difusión no es la misma cuando un gas puede escapar de un recipiente; se sabe que la velocidad con que sale depende de su presión. Graham estableció que: Las velocidades de difusión de dos gases distintos son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades ( ) respectivas. 1.6.- Desviaciones de los gases respecto a un gas ideal. Ecuación de Van der Waals. Los gases reales solo cumplen las leyes anteriores a presiones muy bajas o temperaturas altas. Pero a medida que aumenta la presión o disminuye la temperatura, aparecen desviaciones del comportamiento ideal. Existen dos razones que explican estas desviaciones: Fuerzas de atracción intermolecular que frenan a las moléculas en el instante del choque motivando que la presión ejercida sea menor que la que corresponde a los gases ideales. El volumen de las moléculas no es despreciable por lo que al aumentar la presión, el volumen que varia no es el total ocupado por el gas, sino el que las moléculas tienen disponible.