UNEFA Química General Ing. Arévalo Uribe

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Química General
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UNIDAD 5. GASES
5.1 Gases:
Sustancia caracterizadas por unas fuerzas de cohesión entre sus moléculas muy débiles o
inexistentes, los gases no tienen forma ni volumen, se mueven libre y caóticamente, y
tienden a ocupar el espacio disponible. Con una densidad extremadamente pequeña son
expansibles y comprensibles. Sus propiedades dependen de la presión y la temperatura.
Propiedades Generales:
Volumen: debido a que en un gas las moléculas se mueven libremente, el volumen del
mismo se muestra especificado únicamente por el volumen del recipiente que los contenga.
En vista de que los gases se mezclan libremente unos con otros, si estuvieran presentes
varios gases, cada uno de ellos ocuparía el mismo volumen, esto es ele volumen total del
recipiente.
Unidades Comunes de Volumen: Litros (L), Mililitros (ml), Metros Cúbicos (m3), Pies
Cúbicos (ft3)
Presión: la presión se define como la fuerza ejercida por unidad de superficie P=F/A. los
gases contenidos en un recipiente (Sistema Cerrado) ejercen una presión uniforme sobre
toda la superficie del mismo. Mientras que los gases libres (Sistema Abierto) ejercen una
presión conocida como presión Atmosférica.
La presión en un sistema abierto (Presión Atmosférica) se mide con un instrumento
llamado Barómetro, mientras que la en un sistema cerrado (Presión Manométrica) se mide
con un instrumento llamado manómetro.
La presión atmosférica disminuye con la altura, a nivel del mar la presión atmosférica es 1
Atm = 760 mm Hg =101.3 kpa = 14,7 psig.
5.2 Ley de Boyle: (Robert Boyle 1627- 1691, Químico y Filosofo Británico)
Ley que indica que ha temperatura constante, la presión a la que esta sometido un gas es
inversamente proporcional al volumen que ocupa. Es decir si la presión aumenta el
volumen disminuye y viceversa. Esta ley no se cumple para valores grandes de presión
porque el gas se Licua, o bien el tamaño de las partículas hace que siempre exista un
volumen mínimo que nunca es cero.
Matemáticamente se representa como: V 
1
P
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La proporcionalidad puede hacerse agregando una constante V  const an te *
1
P
P*V=constante
P  Cons tan te *
P  R*
1
V
1
V
A temperatura y presión estándar la Constante “R” equivale a 0,0821 L*atm/K*mol
Aunque los valores individuales de presión y volumen pueden variar, siempre que la
temperatura permanezca constante y no varié la cantidad de gas, el producto de P*V
siempre será igual a la misma constante, por consiguiente para una muestra de gas en
condiciones distintas a temperatura constante,
P1 *V1  Cons tan te  P2 *V2
P1 *V1  P2 *V2
Ejemplo: un globo inflado con un volumen de 0,55 L a al nivel del mar, se deja elevar a
una altura de 6,5 km, donde la presión de de 0,4 atm, asumiendo la temperatura constante,
cual es el volumen final del globo?
P1 *V1  P2 *V2
P1= 1 Atm
V1= 0,55 L
P2= 0,4 Atm
V2= ? L
V2 
V2 
P1 *V1
P2
1atm * 0,55L
 1, 4 L
0, 4atm
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Ejemplo: si 100 ml de un gas originalmente a 760 mm Hg se comprimen a una presión de
800 mm Hg, a una temperatura constante ¿Cual será su volumen final?
P1 *V1  P2 *V2
P1= 760 mm Hg
V1= 100 ml
P2= 800 mm Hg
V2= ? ml
V2 
V2 
P1 *V1
P2
760mmHg *100ml
 95ml
800mmHg
Como ya se dijo un gas real no cumple la ley de Boyle bajo condiciones de grandes
presiones, un Gas Ideal seria aquel que cumpliera la ley de Boyle bajo todas las
condiciones. Si bien ningún gas cumple rigurosamente estas leyes, el nitrógeno, el
hidrogeno y el helio, se aproximan bastante a presiones bajas y temperaturas elevadas.
En las condiciones bajo la cual se trabaja en el laboratorio, y considerando el grado de
precisión en la mayoría de los cálculos, la mayoría de los gases pueden considerarse como
ideales, es decir se rigen por la ley de Boyle.
A su vez otros científicos entre ellos Jacques Charles, Gay-Lussac, Avogrado, y Lord
Kelvin, enunciaron otras leyes que complementan la Ley de Boyle, y que conllevan a la
ecuación de los gases ideales
PV  nRT
Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni se repelen entre si, y su volumen es
despreciable en función del recipiente que lo contiene.
Ejemplo: calcule la presión ejercida por 1,82 moles de un gas en un recipiente de 5,43 L a
69,5 ºC.
PV  nRT
P
nRT
V
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P
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1,82mol *(0,0821L  atm / k  mol ) *(69,5  273) K
5,43L
P = 9,42 atm
5.3 Teoría Cinética Molecular para los Gases.
Esta teoría considera que la materia esta formada por partículas en continuo movimiento.
Fue elaborada en el siglo XIX gracias a las aportaciones de Bolzmann, Brown, Maxwell y
Clausius.
Se puede resumir con los siguientes postulados:






La materia esta formada por partículas en constante movimiento
En los gases las moléculas están separadas por distancias muy grandes, en
comparación por su tamaño.
En los gases las partículas en su movimiento al azar colisionan entre si en choques
elásticos.
La presión de un gas es consecuencia de los choques elásticos. A mas choques mas
presión y a mas moléculas mas choques.
Las fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas son nulas.
En un gas las partículas individuales poseen diferentes energías cinéticas. Sin
embargo la energía cinética promedio de cualquier gas es la misma a la misma
temperatura.
5.4 Ley de difusión de Graham:
Difusión: Movimiento originado entre las partículas en el interior de una mezcla de gases o
de una disolución liquida tendente a conseguir una composición homogénea y uniforme en
todo el sistema. Los gases se difunden muy rápido, mientras que los sólidos tienen una
velocidad de difusión infinitamente lenta.
Ley de difusión de Graham expresa que la velocidad de difusión de un gas que pasa a través
de un tabique poroso es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad
V
1
d
Esta relación demuestra que los gases más ligeros se esparcen más rápidamente que los más
pesados.
La velocidad de difusión de dos gases se puede comparar dividiendo la velocidad de uno
entre la velocidad del otro.
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VelocidadDifusion( A)
dB

VelocidadDifucion( B )
dA
Con la ayuda de la ecuación de los gases ideales se puede demostrar que la densidad de un
gas es directamente proporcional a su peso molecular.
Por lo tanto
VelocidadDifusion( A)
dB


VelocidadDifucion( B)
dA
MB
MA
Es decir
VelocidadDifusion( A)
MB

VelocidadDifucion( B )
MA
En donde MA y MB son los pesos moleculares de A y B respectivamente.
Ejemplo: Cual gas se difunde mas rápido, el Amoniaco o el Dióxido de Carbono?
PM CO2 = 44 gr
PM NH3 = 17 gr
VelocidadDifusion( A)
44

 1,6
VelocidadDifucion( B)
17
Por lo tanto la velocidad de difusión del amoniaco es 1,6 veces más rápida que la velocidad
del CO2
5.5. Gases Reales
Son gases que no obedecen a la ley de Boyle, a la vez que no se rigen estrictamente por los
postulados de la Teoría Cinética Molecular. Para estudiar los gases reales con profundidad
es necesario modificar la ecuación del Gas Ideal tomando en cuenta las fuerzas
intermoleculares y los volúmenes finitos.
El físico irlandés J.D. Van der Waals estableció una ecuación que lleva su nombre para
extrapolar la ecuación de gas ideal y transformarla en un ecuación para gases reales:

n2  a 
P


 (V  n  b)  n  R  T
V2 

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Que es la ecuación de estado de Van der Waals para un gas real, esta ecuación es mucho
mas compleja que la ecuación del gas ideal, pero muchos gases se ajustan bien a ella dentro
de un margen razonablemente amplio de temperatura y presión.
Los valores de a y b dependen de la naturaleza del gas porque los volúmenes moleculares y
las atracciones moleculares varían de un gas a otro. Dichos valores se determina
experimentalmente y permiten verificar las teorías sobre el tamaño molecular y las
atracciones moleculares.