EL ESTADO GASEOSO P R E S I Ó N

Transcripción

1 EL ESTADO GASEOSO El aire está compuesto, principalmente, de los elementos oxígeno y nitrógeno. Otros elementos no metálicos existen en la naturaleza como gases en condiciones ordinarias como hidrógeno (H 2 ), flúor (F 2 ), cloro (Cl 2 ) y los gases nobles del grupo 18 de la tabla periódica, helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). Algunos ejemplos de compuestos moleculares gaseosos, en condiciones ambientales, son el cianuro de hidrógeno ó ácido cianhídrico (veneno mortal), HCN; el cloruro de hidrógeno, HCl; el sulfuro de hidrógeno, H 2 S; el monóxido de carbono (tóxico respiratorio), CO; el dióxido de carbono (gas arterial importante), CO 2 ; metano o gas de los pantanos, CH 4 ; oxido nitroso, N 2 O, oxido nítrico, NO 2, amoníaco, NH 3 y los óxidos de azufre, SO 2 y SO 3. Estos gases están formados por elementos no metálicos, con fórmulas moleculares sencillas y, por consiguiente, bajos pesos moleculares. PROPIEDADES DE LOS GASES Las propiedades de la materia en estado gaseoso son: Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada. Los gases, debido a su expansibilidad, no tienen forma ni volumen definido y llenan completamente el recipiente que los contiene. Un aumento de temperatura aumenta la energía cinética de las partículas y favorece una mayor separación entre ellas provocando una expansión cuando la presión se mantiene constante. Las partículas gaseosas se caracterizan por su gran tendencia a moverse de una zona de mayor densidad a otra de menor densidad, conocida como fuerza de difusión. Al destapar un frasco que contenga amoníaco, el olor se siente en todo el laboratorio porque se difunde por todo el salón hasta alcanzar una densidad media de equilibrio. La densidad de los gases es más baja que la de los líquidos y sólidos. Al estar más separadas las partículas gaseosas, la misma masa ocupa un mayor volumen y, por lo tanto, disminuye la densidad. Según el gas, la cantidad y sus condiciones de temperatura y presión, se describen dos tipos de comportamiento conocidos como ideal y real. VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES P R E S I Ó N Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.

2 UNIDADES DE PRESIÓN 760 mm Hg = 760 Torr = Pa = 1 atm = 1,013 Bares = mbares =1.013 hpa T E M P E R A T U R A Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en Kelvin. K = ºC C A N T I D A D La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo la masa del gas por su masa molar molecular. Es el espacio ocupado por un cuerpo. V O L U M E N UNIDADES DE VOLUMEN 1 Litro = 1000 ml = 1000 cm 3 = 1 dm 3 1 m 3 = 1000 L D E N S I D A D Es la relación que se establece entre la masa en gramos de un gas y su volumen molar en litros. Se expresa en g/l o Kg/ m 3. LEYES DE LOS GASES Estas leyes son las tres relaciones existentes entre el volumen, la temperatura y la presión de un gas y se conocen como las Leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac. L A L E Y D E B O Y L E "El volumen de un gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión". Por lo tanto, si K es una constante de proporcionalidad V= ó P.V= K P 1.V 1 = P 2.V 2

3 L E Y D E C H A R L E S (RELACIÓN TEMPERATURA - VOLUMEN) "El volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta". Por lo tanto, si K es una constante de proporcionalidad V= K.T ó K= =

4 L E Y D E G A Y - L U S S A C (RELACIÓN PRESIÓN - TEMPERATURA) "La presión de un gas, a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta". Por lo tanto, si K es una constante de proporcionalidad P= K.T ó K= =

5 Cuando un gas a unas condiciones iniciales o estado 1, es sometido a una modificación en algunas de sus condiciones, se dice que cambia a un estado final o estado 2. La ecuación de estado para una cantidad de gas, escrita entre dos estados, permite plantear una relación entre temperatura, presión y volumen conocida como la ecuación combinada de los gases. (Ley conjunta) L E Y C O N J U N T A D E L O S G A S E S I D E A L E S = =K

6 L E Y D E A V O G A D R O "Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen igual cantidad de moléculas". De la ley de Avogadro de deduce que a condiciones normales, (1 atmósfera de presión y 0 C) el volumen de un mol de gas es 22.4 litros, es decir, 1 mol de gas = moléculas de gas = 22.4 litros = Peso mol por lo tanto: "el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles" V = K.n = T y P cte. E C U A C I Ó N D E E S T A D O D E L O S G A S E S I D E A L E S Las proporcionalidades expresadas mediante las leyes de Boyle, Charles, Gay Lussac y Principio de Avogadro, reunidas en una sola corresponde a: V α Al introducir la constante de proporcionalidad, R, se transforma en la denominada Ecuación de los Gases Ideales. P.V = n. R.T siendo T, la temperatura absoluta en K, P, la presión en atmósferas, V el volumen en litros, n el número de moles y R, es la denominada constante universal de los gases cuyo valor depende de las unidades utilizadas. Algunos valores de la constante universal de los gases son: 0,082 L.atm/mol.K 62,36 L.torr/mol.K

7 L E Y D E D A L T O N L E Y D E L A S P R E S I O N E S P A R C I A L E S "A temperatura constante, la presión total ejercida por una mezcla de gases en un volumen definido, es igual a la suma de las presiones que cada uno de los gases podría ejercer si estuviera solo". P T = P1 + P2 + P3 siendo P1, P2, P3,, las presiones parciales de cada uno de los gases que componen la mezcla y P T, la presión total de la mezcla. Se entiende como presión parcial la que ejerce un gas, individualmente, a la misma temperatura y volumen de la mezcla. La composición de una mezcla gaseosa se describe en términos de las fracciones molares de cada uno de los gases existentes en la mezcla. Por ejemplo, si el 78% de las moléculas presentes en el aire son de Nitrógeno y el 21 % son de Oxígeno, se entiende que la fracción de moléculas de nitrógeno en el aire es 0,78 y la del oxígeno es Como el número de moles es proporcional al número de moléculas, la fracción molar, X1, de cualquier componente de la mezcla es sencillamente la relación de moles de ese componente entre el total de moles de la mezcla, es decir: X1= Al relacionar las ecuaciones de estado de uno de los gases de la mezcla y la ecuación de estado para la mezcla se obtiene una ecuación que es considerada como otra forma de expresar La Ley de Dalton, es decir: P1 = X1. P T "La presión parcial de un gas en una mezcla es igual al producto de su fracción molar multiplicada por la presión total de la mezcla".

8 G A S E S R E A L E S Cuando un gas no satisface las consideraciones planteadas para los gases ideales se considera como un gas real. Altas condiciones de presión y temperatura ocasionan que gases de ciertos tamaños de partículas muestren un comportamiento que se desvía del considerado ideal. Para el comportamiento de un gas real existe un número de grande de ecuaciones, de naturaleza empírica o semiempírica, que relacionan sus condiciones de estado. Una muy conocida, por ser de las primeras planteadas, es la denominada, Ecuación de Van der Waals, que se conoce como una ecuación de dos constantes a y b: Esta ecuación es de aplicación limitada tanto en el número de gases posible como en el intervalo de condiciones. Esto ha originado que permanentemente se propongan ecuaciones modificadas que se diferencian en el número de constantes, el conjunto de compuestos y el intervalo de condiciones aplicables y la precisión o confiabilidad de sus resultados con respecto a la realidad del comportamiento del gas. Otra de las ecuaciones muy utilizadas es la de Peng-Robinson (PR), que incluye dos constantes, produce resultados muy satisfactorios y su forma es: