LOS GASES IDEALES

Teóricamente, todas las sustancias pueden existir en tres estados: como sólidos, como líquidos y como gases, dependiendo de la presión y de la temperatura a que se encuentre. Estos es bastante conocido en el caso del sistema hielo-agua-vapor. Precisamente por eso, no podemos decir que el agua es un líquido, que el aire es un gas o que el cobre es un sólido, sin especificar a qué condiciones de temperatura y presión están sometidas. En efectos, cuando utilizamos la palabra “Gas” (o, análogamente, líquido o solido) , queremos referirnos a una sustancia que en determinadas circunstancias o condiciones se encuentra en estado gaseoso. Estas condiciones son generalmente las del medio ambiente.

PROPIEDADES DE LOS GASES.

•   Sus moléculas se encuentran muy separadas. prácticamente se encuentran libres.
•   Los gases se adaptan en forma y volumen a cada recipiente. Esto se debe precisamente a la                          independencia de movimiento molecular que caracteriza a los gases. En efecto, al cambiar de recipiente
     un gas, se expande (o se comprime, según el caso), hasta ocupar todo su volumen, adoptando de este
     modo su forma.
•  Los gases son muy compresibles. Como el espacio intermolecular es tan grande en los gases, su                    compresión será muy fácil, ya que este proceso se reducirá a una disminución en tales espacios,
     lo cual no demanda mucho trabajo.
•   Los gases se difunden con facilidad. Se denomina difusión el espaciamiento espontáneo de una sustancia        a través de un medio. Los gases fluyen, se difunden, fácilmente, ya que entre sus moléculas no
     existe fuerza de atracción (cohesión).
•   Los gases se dilatan fácilmente. Un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Por lo          tanto, al aumentar ésta, se incrementa el movimiento molecular, dando como resultado que el gas ocupe        un mayor volumen , o sea que se dilate.

 TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES.

 La teoría cinética de los gases es una teoría física y química que explica el comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases (Ley de los gases ideales), a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares microscópicos.

La teoría cinética se desarrolló con base en los estudios de físicos como Daniel Bernoulli en el siglo XVIII y Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX. Esta rama de la física describe las propiedades térmicas de los gases. Estos sistemas contienen números enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio. Las técnicas para relacionar el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la mecánica estadística. Los principales teoremas de la teoría cinética son los siguientes:

•  El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es grande comparada con sus                dimensiones. Por lo tanto ocupan un volumen despreciable en comparación con el volumen del envase
   y se consideran masas puntuales.
•  Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero individualmente se mueven en forma aleatoria, con          diferentes velocidades cada una, pero con una velocidad promedio que no cambia con el tiempo.
•   Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva tanto el momento lineal como        la energía cinética de las moléculas.
•   Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque. Se considera que las fuerzas       eléctricas o nucleares entre las moléculas son de corto alcance, por lo tanto solo se consideran las
    fuerzas impulsivas que surgen durante el choque.
•   El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas. • El gas se encuentra en equilibrio     térmico con las paredes del envase.

                                                               LEYES DE LOS GASES.

 LEY DE BOYLE. Describe la relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante:.

         “El volumen que ocupa un gas es inversamente proporcional a la presión ejercida sobre él”:

          •   Si se aumenta la presión, el volumen del gas disminuye.
          •   Si se disminuye la presión, el volumen del gas aumenta.

La expresión matemática es:                         P • V = K (constante)

La ecuación matemática es                             P1•V1 = P2•V2

P1 y V1 representan la presión y el volumen iniciales y P2 y V2 representan la presión y el volumen finales. 

LEY DE CHARLES. Relaciona la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión permanece constante:

            “El volumen que ocupa un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta”

Es decir si aumentamos la temperatura, el volumen del gas aumenta. y si disminuimos la temperatura del gas, el volumen del gas disminuye.

La expresión matemática de la ley:                   V/T = K  (constante)

La ecuación matemática es:                              V1/T1 = V2/T2

Donde V1 y T1 son los valores iniciales y V2 y T2 son los valores finales. Las temperaturas deben venir expresadas en kelvin. ( °K = °C + 273 )

LEY DE GAY LUSSAC. Establece que:
        “la presión de un volumen fijo de gas, es directamente proporcional a su temperatura absoluta”.

Al aumentar la temperatura, las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si aumentamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión se incrementará a P2,

La expresión matemática es:                           P/T = K (constante)

La ecuación matemática es:                            P1/T1 = P2/T2

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta expresada en grados Kelvin.

LEY COMBINADA DE LOS GASES. La ley general de los gases o ley combinada dice que “una masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por la presión y la temperatura de dicho gas”. Estudia el comportamiento de una determinada masa de gas si ninguna de esas magnitudes permanece constante. Esta ley se emplea para todos aquellos gases ideales en los que el volumen, la presión y la temperatura no son constantes. Además la masa no varía.

La fórmula de dicha ley se expresa:             (V1 . P1) / T1 = (V2 . P2) / T2  

Es decir, el volumen de la situación inicial por la presión original sobre la temperatura es igual a el volumen final por la nueva presión aplicada sobre la temperatura modificada. La presión es una fuerza que se ejerce por la superficie del objeto y que mientras más pequeña sea ésta, mayor presión habrá A partir de la ley combinada podemos calcular la forma como cambia el volumen o presión o temperatura si se conocen las condiciones iniciales (Pi,Vi,Ti) y se conocen dos de las condiciones finales (es decir, dos de las tres cantidades Pt, Vt, Tf).

PRINCIPIO DE AVOGADRO. Establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. La cantidad de gas se mide en moles. El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

•  Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.
•  Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye. 

El principio de Avogadro se puede expresar así:     V /n = K (constante)

La ecuación matemática será:                                  V1/n1 = V2/n2

LEY DE LOS GASES IDEALES (ECUACIÓN DE ESTADO).

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal.

Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas.

La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre si. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación.

La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno la temperatura necesaria es de -183°C. En este siglo, los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en1834 como una combinación de la ley de Boyle y la ley de Charles El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema internacional de unidades, kelvin. La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

                                                           PV = nRT
Donde:
P = Presión. Se mide en atmósferas (a atmósdera 0 760 mm Hg  
V= Volumen. Se mide en litros
n = Moles de gas. 1 mol= gramos/peso atómico o molecular  
R= Constante universal de los gases ideales R= 0,0082 at.l / mol.
°K = Temperatura absoluta. Se mide en grados Kelvin °K = °C * 273

LEY DE DALTON. En 1801 John Dalton postulo “ los componentes de una mezcla gaseosa parecieran ejercer presión sobre las paredes del recipiente en el cual estaban confinados de manera independiente unos de otros”. La ley de las presiones parciales de alton establece que:

"la presión total que un gas ejerce una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los       gases individuales".

La ley de las presiones parciales de Dalton se cumple en la mayoría de las mezclas gaseosas siempre y cuando los gases no reaccionen:
                         
                                     PT = P1 + P3 + P3 + ……… + P n

LEY DE LOS VOLUMENES COMBINANTES DE GAY LUSSAC A principios del siglo XIX, Gay-Lussac, experimentando en el laboratorio con reacciones químicas en las que intervienen gases se dio cuenta que: En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura. Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso.

Por ejemplo en la reacción:                  O2        +        2 H2 →         2 H2O

La relación de moles es:                 1 molécula          2 moléculas     2 moléculas

La relación de volúmenes es              1 Litro                2 Litros           2 Litros

LEY DE DIFUSIÓN DE GRAHAM. La difusión es una consecuencia del movimiento continuo y elástico de las moléculas gaseosas. Gases diferentes tienen distintas velocidades de difusión. Sabemos que objetos más pesados se mueven de forma más lenta, lo mismo ocurre con los gases, gases con un peso molecular más alto se moverán de más lentamente que uno de peso molecular más liviano. Este enunciado se ve reflejado en la siguiente ecuación propuesta por Graham:

                                                              v1/v2 = d2/d1

Que expresa:

    "La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad."

Donde v= velocidad de difución del gas y d= densidad del gas


INSTITUTO TÉCNICO CALIMA                                           QUÍMICA                       GRADO10°
PROFESOR: WILLIAM ALBERTO JARAMILLO A
Nombre:
                                                               CUESTIONARIO

De acuerdo a la lectura responder a continuación de cada pregunta:

1. ¿Qué significa la expresión gases ideales?
2. ¿Qué propiedades caracterizan a los gases?
3. ¿Qué relación hay entre la teoría cinética de los gases y su comportamiento?
4. Enuncie cada una de las leyes de los Gases.
5. Indique las expresiones y ecuaciones matemáticas que se derivan de cada ley de los gases
6. ¿De qué depende el volumen de un gas?
7. Consulta las definiciones de los siguientes conceptos respecto a los gases:
    Cohesión
    Difusión
     Moles
     1 atmósfera
     Condiciones normales
     Densidad
     Temperatura absoluta
     Grados Kelvin
     Milimetros de mercurio

8. De acuerdo a las leyes de los gases determinar:
    A. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si duplicamos la presión?
    B. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si reducimos la presión a la mitad?
    C. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si duplicamos la temperatura absoluta?         D. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si reducimos la temperatura absoluta?
    E. ¿Cuál será la presión final de un gas, con respecto a la inicial , si se duplica el volumen?      
    F. ¿Cuál será la presión final de un gas, con respecto a la inicial , si se reduce el volumen a la mitad?
    G. ¿Cuál será la temperatura final de un gas, con respecto a la inicial , si se ha duplicado el volumen?
    H. ¿Cuál será la temperatura final de un gas, con respecto a la inicial , si se ha reducido el Volumen a la              mitad?
    I . ¿Cuál será la temperatura final de un gas, con respecto a la inicial , si se ha duplicado el la presión?  
    J.  ¿Cuál será la temperatura final de un gas, con respecto a la inicial , si se ha reducido la Presión a la                mitad? 
    K. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si duplicamos la presión y duplicamos la          temperatura?
     L. ¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si duplicamos la Temperatura y                         reducimos la presión a la mitad?
    M.¿Cuál será el volumen final de un gas, con respecto al inicial , si duplicamos las moles?