ESTADO GASEOSO

5º año
Prof. V. Buchelliz
2006
ESTADO GASEOSO
1) INTRODUCCIÓN:
En ciertas condiciones de presión y temperatura, la mayoría de las sustancias pueden
existir en cualquiera de los tres estados de la materia: sólido, líquido ó gaseoso.
Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como
agua y en estado gaseoso como vapor de agua. Las propiedades físicas de una
sustancia a menudo dependen de su estado.
Estudiaremos el comportamiento de las sustancias que existen como gases
en condiciones de presión y temperatura estándar, es decir, 1 atmósfera y 25
ºC.
Si observamos la Tabla Periódica podemos ver los elementos que son gases en las
condiciones antes establecidas.
El hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro, existen como moléculas diatómicas
gaseosas. Un alótropo del oxígeno, el ozono, (O3) también es un gas a temperatura
ambiente.
Todos los elementos del grupo VIIIA de la Tabla Periódica, son gases monoatómicos:
He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Los compuestos iónicos no existen como gases a 25 ºC y 1 atm, porque los cationes y
aniones en un sólido iónico están unidos por fuerzas electrostáticas muy intensas.
Para superar estas atracciones se necesita aplicar una gran cantidad de energía, que
en la práctica significa calentar a alta temperatura el sólido. En condiciones estándar,
lo único que se puede hacer es fundir al sólido: por ejemplo, el NaCl se funde a una
temperatura de aproximadamente 800 ºC. Para que hierva, se tiene que elevar la
temperatura a más de 1000 ºC.
El comportamiento de los compuestos moleculares es más variado.
Algunos como el CO; CO2; HCl; NH3 y CH4, son gases, pero la mayoría de los
compuestos moleculares son líquidos ó sólidos
a temperatura ambiente. Sin
embargo, por calentamiento se pueden convertir en gases mucho más fácil que los
compuestos iónicos, es decir, hierven normalmente a temperaturas más bajas que los
compuestos iónicos.
No hay una regla simple que nos ayude a determinar si cierto compuesto molecular es
un gas en condiciones atmosféricas estándar. Para hacer tal determinación se necesita
entender la naturaleza y magnitud de las fuerzas de atracción entre las moléculas de
un compuesto, denominadas FUERZAS INTERMOLECULARES. En general, mientras
más intensas sean las fuerzas de atracción entre las moléculas de un compuesto,
menor es la posibilidad de que exista como gas a las temperaturas ordinarias.
Algunas sustancias que existen en estado gaseoso a 1 atm y 25 ºC:
H2; N2; O2; O3; F2; Cl2; He; Ne; Ar; Kr; Xe; Rn; HF; HCl; HBr; CO; CO2; NO2; SO2
NH3; H2S; HCN;.
De los gases que nombramos, únicamente el O2 es esencial para la vida.
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El H2S y el HCN son muy venenosos, mientras que otros son menos tóxicos como el
CO; NO2; O3 y SO2.
Los gases He, Ne y Ar son químicamente inertes, es decir, no reaccionan con ninguna
otra sustancia.
La mayoría de los gases son incoloros, con excepción del F2, Cl2 y NO2. El color café
oscuro del NO2 es a veces visible en el aire contaminado.
2) CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS GASES:
•
•
•
•
Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.
Son los más compresibles de los estados de la materia.
Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están confinados en
el mismo recipiente.
Tienen densidades mucho menores que los sólidos y los líquidos.
3) PRESIÓN DE UN GAS:
Si colocamos un gas en un recipiente, el gas se va a expandir y difundir ocupando
todo el espacio posible del recipiente, debido a que sus moléculas están en constante
y rápido movimiento. Por consiguiente, en el curso de su movimiento desordenado,
las moléculas de gas golpean las paredes del recipiente. Estos impactos explican el
hecho de que los gases ejerzan presión.
La presión la definimos como la fuerza que ejerce el gas por unidad de superficie:
Presión = Fuerza/Superficie
La presión se mide en Pascal (Pa), que se define como la presión equivalente a la
fuerza de 1 Newton actuando sobre 1 metro cuadrado:
1 Pa = 1 N / 1 m2
Generalmente las presiones de los gases se comparan con la presión atmosférica.
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4) LAS LEYES DE LOS GASES:
Existen leyes que relacionan la presión, la temperatura el volumen y la
cantidad de gas y nos permiten de esta manera conocer el comportamiento de
un gas en determinadas condiciones.
4.1) Ley de Boyle: relación presión – volumen de una cierta cantidad de
gas a temperatura constante
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma
conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la
que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es
inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es
constante.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
¿Por qué ocurre esto?
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en
llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de
tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la
frecuencia de choques del gas contra las paredes.
Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es
menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la
presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen
constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
La expresión matemática de esta ley es:
(el producto de la presión por el volumen es constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una
presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un
nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Boyle.
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4.2) Ley de Charles: relación temperatura – volumen de una cierta
cantidad de gas, a temperatura constante
En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la
temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se
aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen disminuía.
El volumen es directamente proporcional a la temperatura (absoluta) del gas:
•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?
Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más
rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere
decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se
producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y
aumentará el volumen.
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen
constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura absoluta siempre tiene el
mismo valor.
Matemáticamente podemos expresarlo así:
(el cociente entre el volumen y la temperatura absoluta es constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una
temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un
nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que
cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el
volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de
temperatura.
Nota: La representación gráfica de la relación volumen – temperatura de acuerdo a lo que
establece la Ley de Charles, se realizará en el curso teórico.
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4.3) Ley de Gay – Lussac (o 2ª Ley de Charles):
relación presión – temperatura de una cierta cantidad de gas, a
volumen constante.
Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación
entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.
La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta:
•Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
•Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
¿Por qué ocurre esto?
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 absoluta siempre tenía el mismo valor:
(el cociente entre la presión y la temperatura absoluta es constante)
Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una
temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un
nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.
Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura
absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en
Kelvin.
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4.4) Ley de Avogadro: relación volumen – cantidad de gas, a volumen y
presión constantes.
Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación
entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la
temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en mol.
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.
¿Por qué ocurre esto?
Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber
mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes
del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es
mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba
inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor
volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes
disminuye y la presión vuelve a su valor original.
Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de
Avogadro así:
(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)
Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al
comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2,
entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.
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4.5) Ley del gas ideal (o ecuación general de los gases):
Las características de un gas pueden describirse en función de estas cuatro variables:
n, P, V y T.
Las leyes de los gases establecen las relaciones entre dos de las variables, cuando se
mantienen constantes las otras dos:
•
•
•
Ley de Boyle:
V = k1. 1/P ( T y n constantes)
( n y P constantes)
Ley de Charles:
V = k2. T
Ley de Avogadro: V = k3. n
( T y P constantes)
Matemáticamente:
V = k1.k2.k3.n.T/P
V = R.n.T/P
Donde R = k1.k2.k3 es la constante de proporcionalidad y se conoce como constante
de Regnault o constante de los gases; reordenando la ecuación se obtiene:
V = R.n.T/P
Ecuación del Gas Ideal
P.V = n.R.T
Esta ecuación nos permite conocer el estado de un gas cuando todas las variables
cambian.
¿Cuál es el valor de R?
Para contestar esta pregunta nos basaremos en un valor experimental.
Sabemos que 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ( P = 1 atm y T =
273 K), ocupa un volumen de 22,4 L.
De manera que si sustituimos estos valores en la ecuación general de los gases,
podemos hallar el valor de R:
R=
P.V
n.T
R=
0,0821L.atm
mol .K
R=
1atm.22,4 L
1mol .273 K
El valor numérico y las unidades de R dependen de las unidades de n, P, V y T, como
hemos visto.
Unidades
Valor numérico de R
L. atm/mol.K
Cal/mol.K
J/mol.K
3
m .Pa/mol.K
L.torr/mol.K
0,0821
1,987
8,314
8,314
62,36
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5) LA MASA MOLAR DE UNA SUSTANCIA GASEOSA
De lo que sabemos, se puede tener la impresión de que la masa molar de una
sustancia se encuentra al examinar su fórmula y sumando las masas molares
atómicas. Sin embargo, este procedimiento sólo funciona si se conoce la fórmula real
de la sustancia.
En la práctica, los químicos con frecuencia trabajan con sustancias de composición
desconocida ó sólo parcialmente definida. No obstante, si la sustancia desconocida es
un gas, se puede encontrar su masa molar gracias a la ecuación general de los gases.
Todo lo que se necesita es determinar el valor experimental de la densidad del gas (o
los datos de m y V) a una presión y temperatura conocidas.
Así, al reordenar la ecuación del gas ideal, se obtiene:
M =
d .R.T
P
En un experimento común, un bulbo de volumen conocido se llena con la sustancia
gaseosa en estudio. Se registran la temperatura y presión de la muestra de gas y se
determina la masa total del bulbo más la muestra de gas. Luego, se vacía el bulbo y
se masa otra vez. La diferencia en masa es la masa del gas. La densidad del gas es
igual a su masa dividida por el volumen del bulbo.
Una vez conocida la densidad del gas, se puede calcular la masa molar del mismo
utilizando la ecuación anterior.
6) LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES:
Hasta ahora, el estudio se ha concentrado en el comportamiento de sustancias
gaseosas puras, pero a menudo en los estudios experimentales se utilizan mezclas de
gases.
Por ejemplo, para un estudio de la contaminación del aire, puede interesar la relación
de presión y volumen de una muestra de aire, el cual contiene varios gases.
En éste y todos los casos que implican mezclas de gases, la presión total del gas está
relacionada con las presiones parciales, es decir, las presiones de los componentes
gaseosos individuales de la mezcla.
En 1801, Dalton formuló una ley, que ahora se conoce como ley de Dalton de las
presiones parciales, la cual establece:
“La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las
presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.”
Considera el caso en el que dos sustancias gaseosas A y B están en un recipiente de
volumen V. La presión ejercida por el gas A, de acuerdo con la ecuación general de los
gases es:
pA = nA.R.T / V
donde nA es la cantidad de A presente. Del mismo modo, la presión ejercida por el gas
B es :
pB = nB.R.T / V
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En una mezcla de gases A y B, la presión total PT es el resultado de las colisiones de
ambos tipos de moléculas, A y B, con las paredes del recipiente.
Entonces, de acuerdo con la ley de Dalton:
PT = pA + pB
PT = nA.R.T / V + nB.R.T / V
PT = (nA + nB) .R.T / V
PT = nT .R.T / V
Donde:
• nT es el total de moles gaseosos presentes y está dado por nT = nA + nB
• pA y pB son las presiones parciales de los gases A y B respectivamente.
Así, para una mezcla de gases, la PT depende sólo del total de moles de gas presente,
no de la naturaleza de las moléculas de gas.
En general, la presión total de una mezcla de gases está dada por:
PT = pA + pB + pC + pD + ……..
Donde pA , pB , pC , pD, etc. son las presiones parciales de los componentes A, B, C, D,
etc. de la mezcla gaseosa.
Para ver cómo está relacionada cada presión parcial con la presión total,
consideremos de nuevo el caso de la mezcla de dos gases A y B. Dividiendo pA entre
PT y realizando operaciones se llega a:
pA / PT = XA
donde XA se llama Fracción molar del gas A. La Fracción molar es una cantidad
adimensional que expresa la relación entre la cantidad de sustancia de un
componente y la cantidad de sustancia total de los componentes presentes.
Su valor siempre es menor que 1.
La presión parcial de A se puede expresar como:
pA = XA.PT
del mismo modo,
pB = XB.PT
observa que la suma de las fracciones molares de una mezcla de gases debe ser igual
a la unidad.
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6.1) Aplicación de la Ley de Dalton: gases que se recolectan sobre
agua.
La Ley de Dalton de las presiones parciales es útil para calcular volúmenes de gases
recolectados en agua.
Por ejemplo, cuando se calienta el clorato de potasio KClO3, se descompone en KCl y
O2:
2 KCl
2 KClO3 (s)
(s)
+ 3 O2
(g)
El gas oxígeno generado se puede recolectar en agua.
Aquí se muestra cómo puede, experimentalmente, llevarse a cabo este proceso:
Nota: El material siguiente fue obtenido de la “Biblioteca Digital de la Universidad de Chile”
El clorato de potasio es estable hasta una temperatura de (200-300) °C, al aumentar la temperatura se
descompone rápidamente, según la reacción anterior.
Si el clorato se mezcla con una pequeña cantidad de bióxido de manganeso en polvo, éste actúa como
catalizador y la descomposición comienza a los 200 °C.
Calentar el clorato de potasio fundido resulta peligroso, pues puede reaccionar explosivamente con el
polvo o con pequeños restos de materia orgánica. Por ello, es necesario utilizar productos
puros.
MATERIAL
REACTIVOS
Base soporte
KCIO3
Cristalizador
MnO2
Espátula
Frasco (2 ó 3)
Mechero Bunsen
Nuez doble (2)
Pinza de bureta (2)
Tapón horadado
Tubo acodado
Tubo de ensayo grande
Tubo de goma (2)
Tubo de seguridad
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MÉTODO OPERATIVO
Una vez montado el aparato de la figura se llena el tubo de ensayo con KClO3, hasta la
mitad y se añade una pequeña cantidad de MnO2 (una parte por cinco de clorato).
Conviene calentar el MnO2 antes de usarlo para destruir la materia orgánica presente.
Después mezclar con clorato y hacer una prueba con una pequeña cantidad de mezcla
para ver si deflagra.
Se calienta el tubo que contiene la mezcla empezando por la parte superior. Cuando
comienza la reacción, ésta es rápida, por lo que se deben tener preparados los frascos
llenos de agua e invertidos sobre el cristalizador.
En éste colocar solamente la cantidad justa para la recogida del gas, para evitar que al
desplazarse el agua de los frascos se derrame.
El frasco de seguridad es importante para que, si disminuye la presión del gas en el
tubo de reacción, el agua del cristalizador no ascienda por el tubo de goma y pase
bruscamente a la mezcla reaccionante, rompiendo el tubo de vidrio.
En lugar de los frascos de recogida de gas se puede colocar un tubo graduado que se
utiliza para este fin; en este caso se puede medir el volumen obtenido. El dispositivo es
análogo, pero el tubo debe sujetarse con una pinza de bureta.
El primer volumen gaseoso recogido está formado por el aire contenido en el aparato.
Al finalizar la reacción separar el tubo (de goma) de desprendimiento del agua y
después apagar el mechero. Los frascos se mantendrán sumergidos en agua hasta que
se utilicen.
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A medida que el oxígeno se libera, las burbujas de gas suben a la superficie y
desplazan el agua de la botella.
Este método de recolección de un gas se basa en la suposición de que el gas no
reacciona con agua y que no se disuelve en ella de forma apreciable. Estas
suposiciones son válidas para el oxígeno gaseoso, pero no para gases como amoníaco,
el cual se disuelve en agua con facilidad.
El gas oxígeno recolectado en esta forma no es puro porque el vapor de agua también
está presente en la botella.
La presión total del gas es igual a la suma de las presiones ejercidas por el oxígeno
gaseoso y el vapor de agua.
PT = poxígeno + p
vapor de agua
En consecuencia, en el cálculo de la cantidad de O2 generado se debe tomar en cuenta
la presión causada por el vapor de agua. (Los valores de presión de vapor del agua a
diferentes temperaturas, pueden encontrarse en tablas)
7) TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Para obtener información sobre este tema consulta:
http://www.quimicaweb.net/actividades/Teoria_cinetica/Teoria_cinetica.htm
8) BIBLIOGRAFÍA:
•
•
•
http://trantor.sisib.uchile.cl/bdigital
http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/and
ared02/leyes_gases/index.html
Chang R.; “Química”; 6ª edición; editorial Mc. Graw – Hill; 1999.
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