T1 Estado Gaseoso

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QUIMICA GENERAL I 
 1 
ESTADO GASEOSO 
 
PROPIEDADES DE LOS GASES 
 
El estado gaseoso es uno de los tres estados de agregación de la materia 
(además de los estados sólido y líquido). Se caracteriza porque sus moléculas 
presentan una energía cinética relativamente elevada, siendo máximas las fuerzas de 
repulsión y mínimas las fuerzas de atracción intermoleculares. Estas características son 
responsables de ciertas propiedades del estado gaseoso, tales como la capacidad de 
fluir; de adquirir la forma y el volumen del recipiente que los contiene (es decir que no 
tienen forma ni volumen propios), de la amplia libertad de movimientos moleculares: 
vibración, rotación y translación y de su gran compresibilidad. 
 
 
VARIABLES DE ESTADO Y ECUACION DE ESTADO GASEOSO 
 
Las condiciones en que se encuentra una determinada masa de gas quedan 
definidas por las llamadas variables del estado gaseoso, a saber: 
 
Presión (P): Físicamente, en general, se define presión (P) como fuerza (F) por 
unidad de superficie (S) o área (A): 
S
F
P o 
A
F
P 
 
La presión de un gas es consecuencia de la fuerza por unidad de superficie que 
ejercen sus moléculas cuando impactan sobre las paredes del recipiente que lo 
contiene. La fuerza está dada por el número de moléculas que chocan por unidad de 
superficie y por su energía cinética. 
 
Volumen (V): volumen libre disponible por el cual se mueven las moléculas de 
una masa gaseosa. Este volumen es: para un gas ideal igual al volumen del recipiente y 
para un gas real igual al volumen del recipiente menos el volumen ocupado por las 
moléculas del gas aproximadas al máximo entre sí. 
 
Temperatura (T): es el grado térmico de la masa gaseosa y equivale a la energía 
cinética promedio de todas las moléculas del sistema gaseoso. Se pueden emplear 
diferentes escalas de temperatura (escala Kelvin o Absoluta, escala centígrada, etc.), 
aunque para simplificar el tratamiento físico-matemático del comportamiento de los 
gases, es conveniente usar la escala Absoluta de temperatura como se verá más 
adelante en la Ley de Charles-Gay Lussac a presión constante. 
 
Presión, volumen y temperatura son las variables que determinan el estado de 
una masa de gas. 
El volumen de una masa de gas es una magnitud que depende de la presión y 
de la temperatura. 
Podemos decir que el volumen es una función de la presión y también que el 
volumen es una función de la temperatura. En fórmulas: 
 
ESTADO GASEOSO 
 2 
V = f (P) y V = f (T) 
 
Y por lo tanto 
 V = f (P,T) 
 
Expresión matemática que recibe el nombre de ecuación de estado gaseoso. 
 
MEDICION DE LA MATERIA GASEOSA 
 
ATMOSFERA Y PRESION ATMOSFERICA 
 
Antes de analizar las leyes de los gases es conveniente explicar la medición de 
la presión de un gas. 
La atmósfera abierta puede considerarse como un gas confinado alrededor de 
la tierra únicamente por la gravedad y no tiene un límite superior definido. En la 
atmósfera la densidad va disminuyendo gradualmente al aumentar la altura. 
La atmósfera ejercerá una fuerza sobre una superficie unitaria debido solo a su 
masa. Esa fuerza por unidad de superficie (o área) se denomina presión atmosférica y 
se mide con un barómetro. 
 
P =
F
A
 ; 
A
F
P aa 
 
 
Sabemos que la fuerza de la gravedad (Fg) es: 
 
Fg = m .g (1) 
 
A su vez, la densidad () es: 
 
m
V
 
 Despejando la masa: 
m =  . V 
 
Reemplazando en (1): 
Fg = V .  . g (2) 
 Se puede construir un barómetro con un 
tubo de 80 cm. de longitud cerrado en uno de sus 
extremos. Se llena con mercurio y se invierte con 
cuidado sobre una cuba que contiene mercurio. 
 El mercurio descenderá por el tubo hasta 
que la fuerza de la gravedad (Fg) que tiende a 
empujar al mercurio hacia abajo, se iguale con la 
fuerza atmosférica (Fa) que tiende a empujar el 
mercurio hacia arriba. 
 En esas condiciones podemos decir que: 
 
Fa = Fg 
 
 Fg 
 
 Fa 
 h 
Hg 
QUIMICA GENERAL I 
 3 
Como sabemos, el volumen (V) de una columna cilíndrica de área A es: 
 V = A . h 
 
Reemplazando en (2): 
Fg = A . h .  . g [=] 23
2
seg
cm
.
cm
g
.cm.cm [=] 
2seg
cm.g
 [=] dina 
 
Si pasamos A dividiendo al primer miembro nos queda 
A
Fg
, que es la presión de 
la columna de mercurio: 
 
A
Fg = h .  . g [=] 
23 seg
cm
.
cm
g
.cm [=] 
22 cm
1
.
seg
cm.g
 [=] 
2cm
dina
 
Pero en el equilibrio, la presión que ejerce la columna de mercurio es igual a la 
presión atmosférica: 
gh
A
F
A
F ag  = Pa 
 
La presión atmosférica estándar se define como la presión que ejerce una 
columna de mercurio de 76 cm. de alto, a 0°C y a nivel del mar. 
 
76 cm de mercurio = 760 mm de mercurio = 1 atmósfera = 760 Torr 
 
PRESION DE UN GAS ENCERRADO EN UN RECIPIENTE 
El dispositivo que mide la presión de un gas encerrado en un recipiente se 
llama “manómetro”. En el laboratorio se usan los manómetros de rama abierta. Es un 
tubo en “U” conectado por un extremo al recipiente que contiene el gas y el otro 
extremo está abierto a la atmósfera. 
 
 
Gas Gas Gas 
 h 
 h 
a b c 
T T T 
ESTADO GASEOSO 
 4 
En el tubo se introduce un líquido. Generalmente el líquido que se usa es 
mercurio, pero puede usarse cualquier otro. Para que un líquido pueda ser usado en 
un manómetro no debe reaccionar químicamente con el gas a medir y debe tener baja 
presión de vapor a la temperatura de la experiencia. 
 Cuando el nivel del líquido es igual en ambas ramas del manómetro (a), 
significa que la presión del gas es igual a la presión atmosférica. 
Si el nivel del líquido es superior en la rama abierta (b), indica que la presión 
del gas es mayor que la presión atmosférica. Se determina la presión del gas sumando 
a la presión atmosférica (expresada en mm de Hg) el desnivel h leído en el manómetro 
(también en mm de Hg). 
Pgas = Patmosférica + h 
 
Si el nivel del líquido es superior en la rama conectada al recipiente que 
contiene el gas (c), indica que la presión del gas es menor que la presión atmosférica. 
Se determina la presión del gas restando a la presión atmosférica (expresada en mm 
de Hg) el desnivel h leído en el manómetro (también en mm de Hg). 
 
Pgas = Patmosférica – h 
 
Si se usa otro líquido en lugar de mercurio, debe corregirse el desnivel del 
líquido para expresarlo en mm de mercurio, ya que la presión atmosférica se mide en 
mm de Hg. 
 
Recordando que: P =  h g 
 
Entonces: 
ghP HgHgHg  
 
ghP liqliqliq  
 
Debe determinarse la altura de una columna de mercurio, que ejerza la misma 
presión que la columna de líquido que se está midiendo. 
 
Igualando: 
ghliqliq = ghHgHg 
 
y despejando la altura de mercurio: 
Hg
liqliq
Hg
h
h


 
 
Esta corrección es válida para cualquier líquido. 
Para el caso particular del agua, si consideramos los valores de densidad del 
mercurio y del agua: 
 
QUIMICA GENERAL I 
 5 
3cm
g
13,6Hgδ  
3cm
g
1O2H
δ  
 Debe tenerse en cuenta que estos valores son aproximados, ya que la densidad 
de los líquidos depende de la temperatura a la cual se mide. 
 
Así, la presión que ejerce una columna de agua (expresada en mm de Hg) es: 
 
13,6
h
h
O2H
Hg = Pca (presión de la columna de agua) 
 
Por lo tanto, una columna de agua ejercerá una presión expresada en mm de 
Hg, igual a la altura de la columna (medida en milímetros de agua), dividida 13,6. 
 
 
CONCEPTO DE GAS IDEAL - LEYES DE LOS GASES IDEALES 
 
El estudio teórico de las propiedades de los gases se apoya en una serie de 
leyes enunciadas para los llamados gases ideales. Estos gases no existen en realidad, 
son sustancias inventadas y están definidas por ciertas propiedades que no posee 
ningún gas real, pero a las cuales se aproximan todos los gases reales cuando la 
presión es disminuida sin límites.Las características del gas ideal son: 
 
1) Sus moléculas son masas puntuales, es decir que tienen masa pero no ocupan 
espacio. Se considera que las moléculas de un gas ideal no ocupan volumen. 
 
2) Toda la energía de sus moléculas es energía cinética traslacional. 
 
La primera de estas consideraciones reconoce que un gas en su mayoría es 
espacio vacío, de allí que el volumen real de las moléculas es tan pequeño comparado 
con el volumen que ocupa el gas, que consideramos que el volumen de las moléculas 
es efectivamente cero. 
La segunda consideración establece que no hay energía potencial y por lo tanto 
no hay fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de van der Walls). Esta 
aproximación se apoya en el hecho de que las moléculas del gas están tan separadas, 
que no hay fuerzas de atracción entre ellas. 
El comportamiento de los gases reales es distinto, hay fuerzas atractivas y 
fuerzas repulsivas, por lo tanto las leyes que se aplican a los gases ideales no son 
estrictamente aplicables a los gases reales. 
Estas son leyes límites, es decir que los gases reales las cumplen en el límite de 
bajas presiones y elevadas temperaturas y sus propiedades se acercan a las del gas 
ideal. 
Se ha comprobado que el comportamiento de los gases reales se acerca más al 
comportamiento de los gases ideales, cuanto más lejos están de su licuación. 
ESTADO GASEOSO 
 6 
 
EFECTO DE LA PRESION A TEMPERATURA CONSTANTE 
LEY DE BOYLE MARIOTTE 
 
A temperatura constante, los volúmenes de una masa de gas son inversamente 
proporcionales a las presiones que soportan. 
 
P
1
V ó 
P
1
kV  kPV  
La experiencia de Boyle se puede realizar de la siguiente manera: 
Se toma un tubo en U con la rama más corta cerrada, se agrega mercurio hasta 
que el líquido alcance alturas iguales en ambas ramas, en estas condiciones la presión 
del gas que queda encerrado en la rama corta es igual a la presión atmosférica. 
Suponemos que la presión atmosférica en el momento de la experiencia es de 760 
mm de Hg y que la cantidad de aire encerrado en la rama corta es de 100 mL. Si 
queremos duplicar la presión, debemos agregar mercurio por la rama abierta hasta 
que el desnivel entre las ramas sea de 760 mm; en estas condiciones, la presión del 
gas es de dos atmósferas. Podemos seguir agregando mercurio y observar cuales son 
las variaciones que sufre el volumen del gas al aumentar la presión. 
 
Si confeccionamos una tabla con los valores obtenidos 
 
P 
P0 P1 P2 P3 
1 2 5 10 atm 
V 
100 50 20 10 mL 
V0 V1 V2 V3 
 
y hacemos para cada medición el producto de presión por volumen, 
verificaremos que se mantiene constante: 
 
1 . 100 = 2 . 50 = 5 . 20 = 10 . 10 
 
P0 V0 = P1 V1 = P2 V2 = P3 V3 =....... = Pn Vn = k 
 
En general: P V = k (constante) (expresión matemática de la ley) 
 
Para dos condiciones diferentes de P y V, tendremos: 
 
1
2
2
1
2211 V
V
P
P
VPVP  
 
 
REPRESENTACION GRAFICA DE LA LEY 
 
Si graficamos la presión versus el volumen a temperatura constante: 
Hg 
QUIMICA GENERAL I 
 7 
10 40 70 100
Volumen (mL)
0
2
4
6
8
10
Pr
es
ió
n 
(a
tm
)
t = constante
 
 
La ley queda representada por una hipérbola equilátera. Si se repite la 
experiencia con la misma masa de gas a mayores temperaturas, no varía el tipo de 
curva, solamente se desplaza hacia arriba. Cada curva constituye una isoterma. 
Si representamos el producto de la presión por el volumen en función de la 
presión, a temperatura constante, obtenemos una recta paralela al eje de las abcisas: 
 
1 4 7 10
Presión (atm)
85
90
95
100
105
110
115
Pr
es
ió
n 
x 
V
ol
um
en
 
 
DESVIACIONES DE LA LEY DE BOYLE 
 
Esta ley es válida solo para bajas presiones y altas temperaturas. En general 
todos los gases cumplen la ley solo aproximadamente y no hay dos gases que se 
comporten igual. En la mayoría de los casos, a altas presiones, los volúmenes reales 
son algo mayores de los que señala la ley de Boyle. 
Se han realizado numerosas experiencias comparando resultados, trabajando 
con distintos gases entre 1 y 30 atmósferas. Para ello se usó un tubo similar al 
descripto, con la rama más larga de 24 metros. 
Siendo Po y Vo la presión y el volumen iniciales y P1 la presión que reducía el 
volumen Vo a la mitad. 
ESTADO GASEOSO 
 8 
 
 
Se estableció que la relación 
11
oo
VP
VP
 era distinta para cada gas. 
 
Para gases ideales: 
1
VP
VP
11
oo  a temperatura constante 
 
Para gases reales: 
1
VP
VP
11
oo  a temperatura constante 
 
Las diferencias son en general muy pequeñas, de modo que en la práctica, 
dentro de las condiciones enunciadas, la ley puede considerarse exacta. 
 
 
EFECTO DE LA TEMPERATURA A PRESION CONSTANTE Y A VOLUMEN CONSTANTE 
DILATACION DE LOS GASES. COEFICIENTE DE DILATACIÓN 
LEYES DE CHARLES - GAY LUSSAC 
 
Influencia de la temperatura en el volumen de una masa de gas a presión 
constante. 
En este caso las variables serán V y T ; la presión permanece constante, este 
proceso se llama “isobárico”. 
Para realizar esta experiencia se usa un dilatómetro: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gay Lussac, trabajando con gases diferentes y en condiciones análogas, 
estableció que todos los gases se dilatan igualmente y definió el coeficiente de 
variación de volumen a presión constante . 
 es la variación de volumen de un gas (aumento o disminución) por cada 
grado centígrado de temperatura a presión constante. 
 
Consiste en un balón en el que se 
introduce un volumen de gas 
perfectamente medido (V0) a 0°C y 
luego se calienta, aumentando la 
temperatura en t°C, a la cual 
tendremos un volumen final (Vt). 
 
 a 0°C  Vo 
 a t°C  Vt 
 
La variación de volumen entre 0°C 
y t°C, es la dilatación = Vt - Vo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
termostato 
Vo Vt 
GAS 
gota de Hg 
QUIMICA GENERAL I 
 9 
El valor de  es 0,003663
273
1
 
 
El coeficiente de dilatación  a presión constante es independiente de la 
temperatura y de la naturaleza del gas. 
 
La expresión matemática general de  que surge de la experiencia, es: 
 
 
tV
VV
α
o
ot (3) 
 
Obsérvese que si Vo es 1 litro y el aumento de temperatura t es de 1°C: 
 
 = Vt – Vo 
 
 
y que la dilatación (Vt – Vo) por aumento de 1°C es la 273 ava parte del 
volumen inicial: 
Vt - Vo = Vo  t entonces para t = 1°C oot V273
1
VV  
 
 
Si despejamos Vt y reemplazamos el valor de : 
 
 Vt - Vo = Vo  t  Vt = Vo + Vo  t  t
273
1
VVV oot  (4) 
 
 
Cuando calentamos un volumen Vo de gas desde 0°C a 1°C: 
 
1
273
1
VVV oot   273
V
VV oot  
 
Donde se puede observar que al elevar la temperatura de la masa de gas en 
1°C, el volumen final será igual al volumen inicial más la 273 ava parte del volumen 
inicial. 
 
 
Calentando a 2°C, el volumen será: 2
273
V
VV oot  
 
Si continuamos calentando hasta 273°C  
 ooo
o
ot V2VV273273
V
VV  
 
ESTADO GASEOSO 
 10 
Cuando enfriamos el gas a -1°C  
273
1
VVV oot  
Enfriando a -2°C, el volumen será: 2
273
V
VV oot  
 
Si continuamos enfriando hasta -273°C  0VV
273
273
VVV oooot  
 
A -273°C, el volumen se hace cero para un gas ideal. Para un gas real nunca 
puede ser cero pues las moléculas del gas real ocupan cierto volumen (el gas no 
desaparece). 
 
Graficando los datos anteriores en un sistema de coordenadas tendremos: 
-273 0 273Temperatura 
V
ol
um
en
0 273 546
V0
2V0
 
 
-273°C es teóricamente la temperatura más baja que se puede alcanzar y se 
llama “cero absoluto”. 
Las temperaturas medidas a partir del cero absoluto se llaman temperaturas 
absolutas y se simbolizan con T. Las temperaturas absolutas se miden en grados 
Kelvin, cuya magnitud es igual a la de grados Centígrados. 
Si desplazamos laordenada hasta -273 tendremos una nueva escala de 
temperatura, la escala Kelvin. 
 
Se observa que, 0 K corresponde a -273°C y que 273 K corresponden a 0°C. 
Entonces: 
 
T (K) = t (°C) + 273 
t (°C) = T (K) – 273 
 
 
 
 
(escala Centígrada) 
(escala Kelvin) 
QUIMICA GENERAL I 
 11 
LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC A PRESION CONSTANTE 
 
Realizando la dilatación del mismo gas a dos temperaturas centígradas 
diferentes y a presión constante: 
t1  V1 y  1o1 t1VV α 
 
t2  V2 y  2o2 t1VV α 
 
Dividiendo miembro a miembro y operando matemáticamente: 
 
 
  2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2o
1o
2
1
T
T
t273
t273
273
t273
273
t273
t
273
1
1
t
273
1
1
tα1
tα1
tα1V
tα1V
V
V















 
 
2
1
2
1
T
T
V
V
 
 
“A presión constante, el volumen de una misma masa de gas es directamente 
proporcional a la temperatura absoluta”. 
 
V  T  V = k T  k
T
V
 
 
 
LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC A VOLUMEN CONSTANTE 
 
Siguiendo el mismo razonamiento para cuando se mantiene el volumen 
constante y se varía la presión en función de la temperatura, se llegó a que , 
coeficiente de variación de la presión a volumen constante, tiene el mismo valor que 
. 
 
Y se determinó que: 
 
“A volumen constante, la presión que soporta una misma masa de gas es 
directamente proporcional a la temperatura absoluta. 
 
TαP  TkP y k
T
P
 
 
Variando la presión de un mismo gas a dos temperaturas diferentes, 
manteniendo el volumen constante: 
 
2
1
2
1
T
T
P
P
 
 
ESTADO GASEOSO 
 12 
ECUACION GENERAL DEL ESTADO GASEOSO PARA GASES IDEALES 
 
Condiciones normales de presión y temperatura, CNPT: 
presión = 1 atm; temperatura = 273 K 
 
Volumen molar: “es el volumen que ocupa 1 mol de cualquier sustancia al estado 
gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura”. Este volumen es de 22,4 
L ó 22400 mL. 
Como ya hemos visto, las variables P, V y T no son independientes entre sí, sino 
que están ligadas por una ecuación. Esta ecuación se denomina ecuación general del 
estado gaseoso y resulta de relacionar matemáticamentela la Ley de Charles-Gay 
Lussac a presión constante y la Ley de Boyle Mariotte. 
 
Suponemos una masa de gas ideal igual a 1 mol, en CNPT. 
 
Estado inicial Vo Po To 
Estado final V P T 
 
Pasando del estado inicial al estado final en dos etapas, a través de un estado 
intermedio 
 
1) Transformación isobárica: P = cte. 
 
 Estado inicial Vo Po To 
 
 
 
Estado intermedio V’ Po T 
 
 1
T
TV
V
T
T
V
V
o
ooo 

 
 
2) Transformación isotérmica: T = cte. 
 
Estado intermedio V’ Po T 
 
 
 
 Estado final V P T 
 
 2
P
VP
V
P
P
V
V
oo


 
 
Igualando (1) y (2): 
oo
o
P
VP
T
TV
 
QUIMICA GENERAL I 
 13 
 
 
T
VP
T
VP
o
oo  (ecuación general de estado gaseoso para 1 mol de gas ideal) 
 
Reordenando: 
 
 T
T
VP
V.P
o
oo 
La relación 
o
oo
T
VP
es una constante que se representa con R y se denomina 
Constante Universal de los Gases Ideales. 
 
Entonces: P V = R T 
 
Para n moles de gas: 
 
 P V = n R T ecuación general de estado para gases ideales 
 
 
El valor de la constante R depende únicamente de las unidades que se elijan 
para la medición: 
 
 
K273
mol
L
22,4 atm1
T
V P
R
0
00  
 
mol K
atm mL
82,05
mol K
atm L
0,08205R  
 
 
OTRAS FORMAS DE LA ECUACION GENERAL DEL ESTADO PARA GASES IDEALES 
 
Reemplazando: 
M
m
n en la ecuación general del estado gaseoso, 
 
 
T R
M
m
V P  ; si de esta ecuación se despeja el peso molecular: 
 
   
mol
g
L atm mol K
K atm L g
V P
T R m
M  
 
Si se reemplaza el cociente entre la masa y el volumen por la densidad, 
entonces: 
 
ESTADO GASEOSO 
 14 
   
mol
g
L atm mol K
K atm L g
P
T R δ
M  
 
y despejando la densidad: 
 
   
L
g
atm mol K L
K mol atm g
TR
P M
 
 
 
LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON 
 
Si se mezclan dos o más gases que no reaccionan químicamente entre sí, esta 
mezcla puede considerarse como una solución entre gases. 
La ley de las presiones parciales dice: 
“A temperatura constante, la presión total de una mezcla de gases es igual a la 
suma de las presiones parciales de cada uno de los gases que componen la mezcla, 
siempre que no reaccionen químicamente entre sí y suponiendo comportamiento 
ideal” 
Se define presión parcial de un gas en una mezcla a “la presión que ejercería 
dicho gas si solo ocupara el recipiente de la mezcla a la misma temperatura”. 
 
PT = PA + PB + PC + ………+ Pn 
 
Veamos como se calcula la presión parcial de un gas, conociendo el número de 
moles de cada gas y la presión total 
Supongamos tres gases A, B y C 
 1
V
TR
nP AA  
 
V
T R
n
V
T R
n
V
T R
nP CBAT  sacando factor común: 
 
 CBAT nnn V
T R
P  despejando: 
 
 2
nnn
P
V
T R
CBA
T

 reemplazando (2) en (1): 
 
T
CBA
A
A P nnn
n
P

 
 
Se define fracción molar de un componente en un sistema como “el número de 
moles de dicho componente dividido por el número total de moles (suma de los moles 
de todos los componentes del sistema)”. La fracción molar es un número menor que 1 
y la suma de las fracciones molares de todos los componentes del sistema es igual a 1. 
 
QUIMICA GENERAL I 
 15 
A
CBA
A X
nnn
n


 (fracción molar del gas A) entonces: 
 
PA = XA PT 
 
En general podemos decir que: 
 
Pn = Xn PT 
 
 
LEY DE DIFUSION DE GRAHAM 
 
Se entiende por difusión al fenómeno de interposición de moléculas de una 
sustancia en el seno de otra. 
Las moléculas de los gases tienen movimientos muy rápidos (energía cinética 
muy grande) y tienden a difundir en el seno de otro gas. Este proceso puede 
verificarse a través de paredes porosas, por ejemplo porcelana no esmaltada. 
 
 
 
 
Este proceso se realiza aún en contra de las fuerzas de gravedad. Esto puede 
verificarse, por ejemplo, si colocamos hidrógeno y oxígeno por separado en dos tubos 
de ensayo y los juntamos por ambas bocas, dejando el tubo con hidrógeno en la parte 
superior. Al cabo de cierto tiempo los gases se encuentran íntimamente mezclados, 
esto puede comprobarse separando los tubos y acercando una llama a la boca de los 
mismos; observaremos que se produce una pequeña explosión en cada tubo (el 
hidrógeno es explosivo si está mezclado con oxígeno). 
Los gases difunden con velocidades diferentes, la velocidad de difusión 
depende de la masa de las moléculas y de la temperatura. 
Graham demostró experimentalmente que: “en las mismas condiciones de 
presión y temperatura, la velocidad relativa de difusión de dos gases distintos es 
inversamente proporcional a la raiz cuadrada de sus densidades relativas”. Esto se 
conoce como ley de difusión de Graham. 
 
1
2
2
1
δ
δ
v
v
 
 
Como sabemos, la densidad es: 
T R
P M
δ , reemplazando las densidades en la 
ecuación anterior queda: 
 
después de un tiempo 
ambos gases atraviesan 
las paredes porosas 
ESTADO GASEOSO 
 16 
T R
P M
T R
P M
v
v
1
2
2
1  
Simplificando R (que es la constante de los gases ideales) y la presión y la 
temperatura, ya que son las mismas: 
 
1
2
2
1
M
M
v
v
 
 
Tomemos como ejemplo los gases hidrógeno y oxígeno. La velocidad relativa 
de difusión de hidrógeno respecto de oxígeno es: 
 
4
M
M
v
v
16
2
32
mol
g
2
mol
g
32
2
2
2
2
H
O
O
H
 
 
La velocidad relativa de difusión de hidrógeno respecto de oxígeno es 4, esto 
significa que el hidrógeno difunde cuatro veces más rápido que el oxígeno. 
 
 
 
GASES REALES 
 
ECUACION GENERAL DE ESTADO PARA GASES REALES 
ECUACION DE VAN DER WAALS 
 
Debido a que los gases reales no cumplen con las propiedades de los gases 
ideales, es necesario corregir la ecuación de estado paragases ideales, de manera que 
sea aplicable a los gases reales. 
Las moléculas de un gas real ocupan volumen y aunque éste sea pequeño, no 
es despreciable. Además entre ellas existen fuerzas de atracción y repulsión. 
Se debe corregir el volumen y la presión de la ecuación general de estado de 
los gases ideales. 
 
Corrección del volumen: 
 
Para los gases ideales, en los cuales las moléculas no ocupan volumen, el 
volumen libre o disponible (espacio en el que pueden moverse las moléculas) es el 
total del volumen del recipiente. Para un gas real el volumen libre no es el del 
recipiente, sino que hay que restarle el volumen ocupado por las moléculas. El 
volumen corregido (disponible) es: (V-nb). 
b se denomina covolumen y es aproximadamente igual al volumen de una 
molécula más cuatro veces su volumen. 
 
QUIMICA GENERAL I 
 17 
Corrección de la presión: 
 
La presión de un gas real medida con un manómetro, es siempre menor que la 
presión que ejercería un gas ideal y esto se debe a las fuerzas de interacción entre las 
moléculas. La presión de un gas es consecuencia de la fuerza con que chocan las 
moléculas contra las paredes del recipiente. Las fuerzas de atracción molecular 
disminuyen la fuerza de choque porque las moléculas llegan con menos energía 
cinética y por lo tanto será menor la presión ejercida. 
A la presión leída en el manómetro se le debe sumar un término de correción 
que es: 
 
2
2
V
a
n , de manera que la presión corregida es: 






2
2
V
a
nP 
 
Recordando la ecuación general de estado para gas ideal: 
 
P V = n R T 
 
Aplicamos las correcciónes de volumen y presión: 
 
   T R nnbV
V
a
nP
2
2 





 ecuación de van der Waals para gases reales 
 
donde: 
 
P: presión leída en el manómetro 
n: número de moles 
2V
a
: presión interna del gas 
V: volumen del recipiente 
b: covolumen 
R: constante universal de los gases 
T: temperatura absoluta 
 
a y b son constantes de van der Waals y dependen de cada gas y de la presión y 
la temperatura de trabajo. 
 
 
LICUACION DE GASES 
 
Para licuar un gas existen dos caminos: enfriarlo o comprimirlo, en algunos 
casos es necesario aplicar los dos procedimientos combinados. 
Cuando se enfría un gas disminuye la energía cinética de las moléculas y las 
fuerzas de van der Waals se hacen más significativas, hasta llegar a la condensación 
del gas. 
ESTADO GASEOSO 
 18 
Al comprimirlo (aumentar la presión) disminuye el volumen y las moléculas se 
ven forzadas a acercarse, por lo cual aumentan las fuerzas de van der Waals 
disminuyendo la energía cinética de las moléculas. Como la energía cinética es 
directamente proporcional a la temperatura, al disminuir la energía cinética debe 
disminuir la temperatura. Las moléculas liberan el exceso de calor hacia la propia masa 
gaseosa, por lo cual el gas se calienta. 
Cuando un gas se expande, las moléculas aumentan su energía cinética a 
expensas de su su propio calor, por lo cual la masa gaseosa se enfría. Estos fenómenos 
reciben el nombre de Efecto Joule-Thomson. 
Faraday describió la licuación de varios gases, entre ellos sulfuro de hidrógeno, 
anhídrido carbónico, etc. Utilizó un aparato que era un tubo en forma de V invertida. 
En una de las ramas colocó una sustancia capaz de liberar un gas por calentamiento o 
por reacción química con otra sustancia e introdujo la otra rama en un recipiente con 
una mezcla frigorífica de hielo y sal (-20°C), de forma que el gas generado es sometido 
simultáneamente a presión y enfriamiento, provocando su licuación. 
Usando otras mezclas frigoríficas a temperaturas más bajas logró licuar otros 
gases. Sin embargo, algunos gases como el hidrógeno, el oxígeno, el monóxido de 
carbono y el metano no pudieron ser licuados incluso a altas presiones. Supuso 
entonces, que estos gases no podían ser licuados y los denominó “gases 
permanentes”. 
 
ESTADO CRITICO 
 
La condición fundamental para licuar un gas fue descubierta por Andrews, 
estudiando las relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen del anhídrido 
carbónico. 
Andrews trazó los gráficos de P vs. V a distintas temperaturas para el anhídrido 
carbónico. 
 
A 
B C 
D 
P 
t1 
t2 
t3 
t4 = TC = 31,1°C 
t5 
t1 < t2 < t3 < t4 < t5 
PC = 75 
VC 
P
R
ES
IO
N
 (
at
m
) 
VOLUMEN (L) 
líquido – gas 
líq
u
id
o
 
gas 
CO2 
T = cte. 
QUIMICA GENERAL I 
 19 
En el punto A el CO2 se encuentra en estado gaseoso. Al aumentar la presión (a 
temperatura constante) el volumen disminuye siguiendo aproximadamente la ley de 
Boyle-Mariotte. Este es el tramo A-B de la gráfica. En este tramo solo hay gas. Al llegar 
al punto B comienza la licuación y el volumen disminuye rápidamente mientras que la 
presión permanece constante. Este es el tramo B-C de la gráfica, en el coexisten las 
fases gaseosa y líquida. La disminución del volumen se debe a que la misma masa de 
una sustancia en estado líquido ocupa menor volumen que en estado gaseoso. 
En el punto C todo el CO2 ha pasado al estado líquido y al seguir aumentando la 
presión el volumen prácticamente no varía ya que los líquidos son prácticamente 
incompresibles. Este es el tramo C-D de la gráfica, en el que solo hay líquido. 
Si se repite la experiencia a mayores temperaturas (constantes), el tramo B-C 
se hace cada vez más corto hasta llegar a una temperatura a la cual este tramo es solo 
un punto (P en la gráfica). Por encima de esa temperatura el CO2 no puede ser licuado, 
cualquiera sea la presión a la que se lo someta. 
El punto P representa el estado crítico del CO2 y se llama punto crítico o punto 
triple. Las variables (P, V y T) medidas en ese punto se denominan variables críticas. 
 
Temperatura crítica: “es la temperatura por encima de la cual no puede 
licuarse un gas, por grande que sea la presión a la que se lo someta”, o es la máxima 
temperatura a la cual puede licuarse un determinado gas. 
 
Presión crítica: “es la presión mínima necesaria para licuar un determinado gas 
que se encuentra a la temperatura crítica”. 
La temperatura crítica y la presión crítica son específicas para cada gas. 
 
Volumen crítico: “es el volumen ocupado por 1 mol de un gas a la temperatura 
crítica y a la presión crítica”. 
 
El descubrimiento de la temperatura crítica, demuestra que los gases 
permanentes no existen, simplemente no se había logrado enfriarlos hasta o por 
debajo de sus respectivas temperaturas críticas, para poder licuarlos. 
 
Cuando se habla de estado gaseoso se considera “vapor” a una sustancia que 
se encuentra a una temperatura igual o inferior a su temperatura crítica y por lo tanto 
puede ser licuada por aplicación de presión. Mientras que se considera “gas” a una 
sustancia gaseosa que se encuentra a una temperatura superior a su temperatura 
crítica, por lo cual para licuarla primero hay que enfriarla hasta su temperatura crítica 
(o por debajo) y luego comprimirla.