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.
2.3.1.- 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.
2.3.2.- 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.
2.3.3.- 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.
2.3.4.- 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.
2.3.5.- 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 PERFECTOSMasa molecular de un gas:
Densidad de un gas:
2.4.- 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.
2.5.- 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.
2.6.- 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.
Una medida útil de la
desviación de un gas del comportamiento del gas ideal es
el factor de compresibilidad (cociente Z):
Entre los científicos que intentaron
modificar la ecuación de estado de los gases perfectos y
hacerla aplicable a los gases reales, cabe citar a Van der Waals
que propuso la ecuación que lleva su nombre:
donde a y b son constantes
características de cada gas. La constante a viene
determinada por las fuerzas de atracción de las
moléculas y a/V2 recibe el nombre de presión
interna del gas. La constante b representa el volumen
realmente ocupado por las moléculas y del que estas no
disponen para su movimiento y recibe el nombre de
covolumen.
Licuación
de gases. Punto crítico
Es el paso de estado gas a líquido y
consiste en aumentar suficientemente la presión y bajar la
temperatura para que un gas pase a estado
líquido.
Al enfriar una muestra de gas baja la Ec de
modo que las moléculas se agregan y forman pequeñas
gotas de líquido. De manera alternativa se puede aplicar
presión al gas y la compresión al reducir el
volumen reduce distancia promedio entre las moléculas de
tal forma que se mantienen unidas por atracción
mutua
Explicación del
fenómeno:
Los gases solo cumplen la ley de
Boile-Mariott a presiones bajas al ir aumentando la
presión se nota una desviación progresivamente
creciente hasta que empieza a aparecer líquido condensado
(punto A). A partir de este momento una disminución
posterior de volumen apenas produce variación alguna de
presión si no simplemente un aumento de la cantidad de
líquido condensado. Cuando todo el gas sea líquido
(punto B) para disminuir algo es necesario un gran aumento de
presión ya que la compresibilidad de los líquidos
es muy pequeña.
Si repetimos a temperaturas cada vez
mayores el tramo recto y horizontal de la curva que corresponde a
presión cte se hace cada vez más corto hasta que
llega una temperatura para la cual el trazo recto se reduce a un
punto. Este punto se conoce como punto crítico
llamándose temperatura critica la correspondiente a su
isoterma y sus coordenadas en el diagrama presión y
volumen crítico. En este punto las fases líquida y
gaseosa son indistinguibles pudiendo pasar de una a otra sin
más que modificando ligeramente la presión o la
temperatura. Todo gas tiene una temperatura crítica que es
aquella por encima de la cual es imposible licuarlo
independientemente de la presión a la que se encuentre.
Los gases que se hallan a temperatura menor que la crítica
suelen licuarse por compresión y se les suele denominar
vapores.
Autor:
Alex Watson
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