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1 Índice de contenido Gases Características: Volumen: Temperatura: Presión: Medición de presiones: Ley de Boyle (relación presión volumen): Ley de Charles (relación volumen temperatura): Ley de Dalton de las presiones parciales: Ley de Gay Lussac de los volúmenes reaccionantes...3 Principio de Avogadro: Ecuación de estado: Ley de Graham de la difusión:....4 Movimiento browniano Teoría cinética de los gases Postulados Gases Características: Toman la forma del recipiente que lo contiene y por lo tanto su volumen Son compresibles Son miscibles, es decir, siempre forman mezclas homogéneas con otros gases, cualquiera sea la característica de cada uno Estas características se presentan debido a que las moléculas de los gases están relativamente muy separadas unas de otras. Volumen: Como ya se ha dicho toman el volumen del recipiente que lo contiene y suele expresarse en litros (l) mililitros (ml) o centímetros cúbicos (cm 3 ). Un litro equivale a un decímetro cúbico (1 dm 3 ), es decir 1000 cm 3. Temperatura: La temperatura de cualquier sustancia es una propiedad de ésta que mide su nivel de energía en forma de calor. También nos da el sentido de transferencia de calor ya que se transfiere de la sustancia con

2 mayor temperatura hacia la de menor. La escala internacional para medición de temperatura es la escala kelvin (K). Esta escala es absoluta ya que parte del 0 (cero) absoluto de temperatura, o sea no existen temperaturas por debajo de 0 K. En esta escala el punto de solidificación del agua corresponde a 273,15 K y su punto de ebullición 373,15 K. Fuera del ambiente del laboratorio es muy difícil que se presenten temperaturas inferiores a 200 K, es por eso que para uso más cotidiano se utiliza la escala Celsius (ºC). Dicha escala es relativa y toma como punto de partida el punto de solidificación del agua (273,15 K) es decir 1º C = 273,15 K. La amplitud de la escala Celsius es la misma que la escala Kelvin, por lo tanto: 0 ºC=273,15K 273,15 ºC=0 K 100ºC=373,15 K Presión: Así como la temperatura nos da el sentido de transferencia de energía en forma de calor, la presión nos da el sentido del flujo de masa, de un sistema de mayor presión a un sistema de menor presión. La presión de un gas es la fuerza que éste aplica sobre la superficie del recipiente que lo contiene. La presión atmosférica es el peso de los gases de la atmósfera, o la fuerza que éstos ejercen sobre la tierra, debido a la aceleración de la gravedad. Debido a que las partículas de gas tienen una masa extremadamente pequeña las energías térmicas de movimiento vencen a la fuerza de gravedad evitando que toda la atmósfera quede en una delgada capa sobre la superficie terrestre. Medición de presiones: Para medir la presión atmosférica Torricelli empleó un tubo cerrado por un extremo, al que se lo llenaba de mercurio y se colocaba el extremo abierto hacia abajo en un recipiente que contiene mercurio adicional (sin derramar el contenido del tubo). Al hacer ésto el nivel de mercurio en el tubo descendía hasta alcanzar una altura próxima a 760 mm. En el extremo superior del tubo quedaba un vacío, puesto que nunca se dejó entrar aire al tubo, entonces no existía presión por sobre la columna de mercurio del tubo. Torricelli entendió que dicha columna soportaba la presión de la atmósfera y, conociendo la densidad del mercurio lo multiplicó por la altura de la columna y obtuvo de esta manera la presión atmosférica. Este instrumento se llamó barómetro. Otro instrumento de medición es el manómetro que mide la diferencia de presión que existe entre la atmósfera y al presión desconocida. Ley de Boyle (relación presión volumen): La ley de Boyle dice: A temperatura constante la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen de éste. Es decir:

3 V = k P k=constante Boyle lo dedujo luego de realizar un experimento que consistía en un tubo en forma de J cerrado por el extremo más corto, donde dejaba encerrado un volumen de un gas, por medio de mercurio. De manera que el gas en cuestión quedaba sometido a la presión de la columna de mercurio y la atmosférica. Boyle observó que al agregar mercurio al tubo, el volumen de gas se reducía. Al agregar el doble de mercurio al tubo el volumen del gas se reducía a la mitad. Ley de Charles (relación volumen temperatura): El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta V =k.t k=constante Ley de Dalton de las presiones parciales: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas tendría estando solo. Es decir las presión total es igual a la suma de las presiones parciales. Ley de Gay Lussac de los volúmenes reaccionantes Si bien ya se ha supuesto que los gases son miscibles entre si sin reaccionar, la verdad es que pueden hacerlo. Por ejemplo, el gas hidrógeno reacciona con el gas oxígeno para formar agua. O el gas hidrógeno con el gas cloro para formar cloruro de hidrógeno. Se ha comprobado que dos volúmenes de gases que reaccionan se encuentran en una relación sencilla de numero enteros entré si y con su producto. Por ejemplo, en el caso del hidrógeno y el oxígeno, dos litros del primero reaccionan con un litros del segundo para formar dos litros de agua. En el caso del hidrógeno y el cloro, un litro de hidrógeno reacciona con otro litro de cloro y forman dos litros de cloruro de hidrógeno. Estas observaciones se resumen en la ley de Gay Lussac: A temperatura y presión constantes los volúmenes en que se combinan los gases están en relación sencilla, y el volumen de cualquiera de los productos está en relación sencilla con cualquiera de los reaccionantes. Principio de Avogadro: Así como la ley de las proporciones multiples no llevó a la conclusión de que la materia está compuesta por átomos. Del mismo modo la ley de Gay Lussac nos lleva a la idea de que existe un relación entre el volumen de un gas y el número de moléculas que tiene. El principio de Avogadro ilustra esta idea: Volúmenes iguales de gases distintos, a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. También se puede decir matemáticamente que el número de moles de un gas es directamente

4 proporcional al volumen. V =k.n k=constante Ecuación de estado: Combinando las leyes de Boyle, Charles y Avogadro: V =k. 1 P En forma mas general: V =k.t V =k.n Si llamamos R a la constante nos queda: V=k.T.n. 1 P V.P=n.R.T R se denomina constante universal de los gases. La ecuación V.P=n.R.T es la ecuación de estado de los gases ideales, también conocida como ley de los gases perfectos. Ley de Graham de la difusión: La difusión de los gases es la propiedad que tienen de ocupar todo el volumen disponible. Esta propiedad depende del peso molecular del gas, al ser mas ligero se difunde con mayor rapidez. La ley de Graham dice: En igualdad de condiciones la velocidad de difusión de un gas es inversamente proporciona a la raíz cuadrada de su peso molecular. Movimiento browniano Es el movimiento aleatorio que presentan las partículas pequeñas inmersas en un fluido, en este caso, gas. Este movimiento es causado por la constante agitación de las moléculas del gas, que chocan contra la partícula. Este movimiento es mas notorio cuanto mas pequeña es la partícula. Este movimiento se llama así debido a que fue observado por primera ves por Robert Brown un botánico que advirtió que las partículas de polen en una gota de agua presentaban un movimiento aleatorio y contínuo. Teoría cinética de los gases Es la teoría que explica el constante movimiento de las moléculas de un gas, que tiene como consecuencia el movimiento browniano.

5 Postulados Como la mayoría de las teorías, la cinetica de los gases se propone para explicar ciertos acontecimientos observados en la naturaleza. Pero para que dichas teorías sean utiles es necesario hacer ciertas simplificaciones. Estas simplificaciones contrastan con la exactitud que ofrece la hipótesis. Para el caso de los gases ideales se establecen los postulados siguientes: 1. Los gases constan de moleculas diminutas, tan alejadas unas de otras que su volumen es despreciable en comparación con el espacio vacío intermolecular. 2. En un gas perfecto no existen fuerzas atractivas entre las moleculas, y por tanto pueden ser consideradas en como moleculas independientes. 3. Las moleculas de un gas se mueven en linea recta y al azar chocando entre si y con el recipiente que lo contiene, sin perdida neta de energía en las colisiones, aunque sí puede haber transferencia de energía entre las moleculas que participan de las colisiones. 4. En todo conjunto de moleculas de un gas, en un instante determinado, las energías cinéticas son distintas para cada una de ellas. Pero la energía cinética media de todas ellas es directamente proporcionales a la temperatura absoluta del gas. Antes de examinar cada uno de estos postulados debemos preguntarnos hasta que punto el modelo cinético de un gas está relacionado con las magnitudes V,P,T. La mayor parte del volumen de un gas es espacio vacío, sin embargo se dice que este volumen está ocupado por el gas ya que es el espacio por donde pueden llegar a moverse las moléculas. La presión que ejercen un gas sobre la superficie del recipiente que lo contiene es producto de las colisiones de éstos en dicha superficie. Cada molécula que choca en ella imprime un pequeño impulso y la suma de todos estos impulsos por segundo sobre cada centímetro cuadrado es la presión del gas. La temperatura es la magnitud que mide el grado de movimiento de las moléculas. El primer postulado es perfectamente razonable, es lo que explica la gran compresibilidad que tiene los gases. El segundo postulado se apoya en el hecho observado de que los gases se expanden hasta ocupar todo el espacio que les sea accesible. El tercer postulado se conecta con el segundo ya que las moleculas se mueven en línea recta debido a que no se atraen mutuamente, entonces no experimentan desviaciones en su trayectoria mas que la producida por las colisiones entre sí, las cuales son perfectamente elasticas de otra forma llegaría un momento en el cual las moléculas del gas se depositarían en el fondo del recipiente. El cuarto postulado consta de dos partes: 1º que existe una distribución de energías cinéticas

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