Gases Ideales - Resumen

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Fernández Rocío - Física biológica
Tema 3.1 - Gases ideales
Estado gaseoso
Sus partículas:
- Están separadas por grandes distancias en relación a su tamaño.
- Se mueven en línea recta y cambian de dirección cuando chocan entre
ellas y con las paredes del recipiente.
¿Qué es un gas ideal?
Se considera a un gas ideal cuando cada molécula es totalmente
independiente, es decir, se comporta como si estuviera sola.
Para que esta situación se cumpla el gas debe estar a bajas concentraciones,
siempre menores 1M.
Ley de Avogadro
Avogadro determinó que el volumen de cualquier gas es directamente
proporcional a la cantidad de materia (número de moles). Esto quiere decir
que a medida que aumentamos la materia (n° de moles) aumenta el volumen,
generando una línea recta.
Él trabajó en condiciones de temperatura y presión constantes.
𝑉 α 𝑛 → 𝑉 = 𝑘. 𝑛 
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α = directamente proporcional
k = constante
Modelo molecular para la ley de Avogadro
Tomando un émbolo (sistema cerrado) podemos agregarle gas y así
aumentar el número de moles, el cual hace que el volumen aumente siempre
y cuando sea la presión constante.
Ese aumento del volumen se da por el choque de las moléculas dentro del
émbolo.
Ley deBoyle yMariotte
Boyle realizó todos sus experimentos a temperatura constante (isotérmicos),
y observó cómo varían la presión y el volumen.
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Descubre que el volumen de un gas es inversamente proporcional a la
presión que soporta.
En el gráfico esto se muestra como una hipérbola, demostrando que a
medida que la presión disminuye aumenta el volumen.
𝑉 α 1𝑃
↓
𝑉1 * 𝑃1 = 𝑉2 * 𝑃2
↓
𝑉 = 𝑘𝑃
Modelo molecular para la ley de Boyle y Mariotte
A temperatura constante, el aumento de presión exterior origina una
disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las
partículas con las paredes del recipiente, aumentando así la presión del gas.
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Ley de Charles
Es un proceso que se lleva a cabo en condición de presión constante.
Charles realizó sus experimentos a presión constante y observó cómo variaba
la temperatura y el volumen.
Descubrió una relación proporcional entre el volumen y la presión, es decir,
que si aumenta la temperatura aumenta también el volumen.
𝑉 α 𝑇
↓
𝑉 = 𝑘 * 𝑇
↓
𝑉1
𝑇1 = 
𝑉2
𝑇2
Este experimento luego es utilizado por Kelvin para establecer el “cero
absoluto” en la escala de Kelvin.
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De este experimento también surge el concepto de volumen molar de un
gas, el cual dice que el volumen de un mol de cualquier gas a 0 °C y 1 atm de
presión será siempre 22,4 L.
Modelo molecular para la ley de Charles
Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y
con ello el número de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de
la presión interior que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión
exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas.
Leyes de los gases ideales
Comparación entre las distintas leyes
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Ecuación general de los gases ideales
Si se combinan las distintas leyes se llega a una fórmula denominada la
ecuación general de los gases ideales.
A partir de esta fórmula, podemos despejar para encontrar el valor de R.
Entonces si R se calcula para:
- n = 1 mol
- P = 1 atm
- V = 22,4 L
- T = 273 °K (0 °C)
𝑅 = 𝑃*𝑉𝑛*𝑇
El valor de R variará según las unidades que usemos para medir presión o
volumen:
- 0,082 atm 𝐿𝑚𝑜𝑙 * 𝐾
- 8,31 𝑃𝑎 * 𝑚3𝑚𝑜𝑙 * °𝐾
- 8,31 𝐽𝑚𝑜𝑙 * 𝐾
- 1,99 𝑐𝑎𝑙𝑚𝑜𝑙 * 𝐾
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Por otro lado, para encontrar los valores de presión y volumen también se
pueden calcular a partir de la ecuación de los gases ideales.
Presión:
𝑃 = 𝑛*𝑅*𝑇𝑉
Volumen:
𝑉 = 𝑛*𝑅*𝑇𝑃
Ley deDalton o de las presiones parciales
Dalton hizo experimentos para ver qué pasaría si en lugar de un gas puro
tuviéramos una mezcla de gases en un émbolo.
Estableció que la presión de una mezcla de gases ideales es igual a la suma
de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos por separado.
Si tenemos una mezcla con los gases A, B y C en un volumen C a una
temperatura T podemos decir que la presión total va a ser igual a la presión
que ejerce el gas A, más la presión que ejerce el gas B, más la presión que
ejerce el gas C.
𝑃 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑃𝑎 + 𝑃𝑏 + 𝑃𝑐
Si aplicamos la ecuación general de los gases para ver la relación de alguno
de los gases sobre la presión total llegamos a una ecuación resumida que
nos dice que la presión del gas (A, por ejemplo) va a ser igual a la fracción
molar de ese gas (calculado como el número de moles del gas dividido por la
cantidad total de moles que hay) por la presión total.
𝑃𝑎 = 𝑛𝑎𝑛𝑡 * 𝑃𝑡
(χ)𝑛𝑎𝑛𝑡 → 𝐹𝑟𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
La misma ecuación se aplicará a todos los gases, y la suma de todas esas
presiones parciales (gas A, gas B, gas C) es igual a la presión total.
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Tema 3.2 - Gases Reales
Ley deBoyle-Mariotte
El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta.
Es un proceso isotérmico porque ocurre a temperatura constante.
Si repetimos el experimento a distintas temperaturas lo que obtenemos son
diferentes isotermas, es decir las gráficas que corresponden a cada
temperatura.
Estas isotermas tienen estas formas siempre que estemos hablando de un
gas que se comporta como ideal (muy diluídos).
¿Qué pasa cuando los gases están más concentrados?
Cuando los gases tienen concentraciones mayores a 1 M el comportamiento
del gas cambia y se desvía del comportamiento ideal.
Desviaciones del comportamiento ideal
Estas desviaciones se dan porque:
- Las moléculas ahora se encuentran lo suficientemente concentradas
como para interactuar entre sí.
- Las moléculas ya no se comportan como si estuviesen solas en el
recipiente.
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Podemos ver estas desviaciones en las isotermas.
Temperatura crítica de un gas
- Es el valor que tiene la temperatura en la isoterma.
- Es la temperatura por encima de la cual el gas no puede ser licuado por
el aumento de presión. Esto significa que por encima de esta
temperatura (T2) vamos a seguir obteniendo isotermas como si fuesen
ideales.
- Es una propiedad de los gases.
Cuando en las isotermas vemos alguna sección recta quiere decir que en ese
momento se dio una combinación de gas líquido con vapor, es decir, el gas se
encuentra licuado.
Presión de vapor
- Es un valor de presión a la que coexisten gas y líquido a una
temperatura dada, por lo tanto, no hay presión de vapor por encima de
la temperatura crítica.
- Es propia de cada líquido, y además cada líquido tiene una presión de
vapor a cada temperatura. Por ejemplo, la presión de la T4 es la que
comienza a partir del punto B al A.
- Es una propiedad de los líquidos.
¿Para qué nos sirve conocer la temperatura crítica y presión de vapor?
La temperatura crítica nos sirve para pensar en algunos objetos de la vida
cotidiana como el gas de garrafa. El gas de garrafa es una mezcla de gases
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que tiene una temperatura crítica superior a la temperatura ambiente, esto
quiere decir que por debajo de la temperatura ambiente los gases en su
interior de pueden licuar ante el aumento de presión de manera que dentro de
la garrafa quede una mezcla de gas en estado líquido y gas a vapor.
Por otro lado, el gas natural comprimido (GNC) que se usa en los vehículos,
es una mezcla de gases con una temperatura crítica que es inferior a la
temperatura ambiente, por lo que no puede ser licuado por aumento de
presión.
Humedad relativa ambiente (HRA)
Es el cociente entre la cantidad de agua en el aire con respecto a la máxima
cantidad de agua posible a una determinada temperatura.
Es una humedad relativa porque calcula cuánto es lo que hay en
comparación con toda la humedad que podría haber.
Si nos dicen que:
- Hay0% de HRA: No hay moléculas de agua gas en el aire.
- Hay 100% de HRA: Está a la máxima cantidad de moléculas de agua
posibles en el aire a una temperatura dada.
𝐻𝑢𝑚𝑒𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎 = 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑠𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑥100%
Punto de rocío del aire
Es la temperatura a la que empieza a condensarse (se licua) el vapor de agua
presente en el aire produciendo rocío, neblina, cualquier tipo de nube o, en
caso de que la temperatura sea lo suficientemente baja, escarcha.
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Ebullición y evaporación
La evaporación es un fenómeno que ocurre a cualquier temperatura,
solamente en la superficie de los líquidos y no genera cambios evidentes.
La ebullición es un fenómeno que ocurre en toda la masa del líquido y es
evidente (se forman burbujas). Ocurre solo a una temperatura dada y a una
presión externa dada.
Punto de ebullición
Es la temperatura de un líquido en la cual la presión de vapor es igual a la
presión atmosférica.
Solubilidad de gases en líquidos
Cualquier gas es soluble (sin reacciones químicas requeridas) en cualquier
líquido.
Esta solubilidad dependerá de:
- La temperatura
- La naturaleza del gas y del líquido
- La presión
El equilibrio se alcanza cuando hay saturación, es decir, cuando las presiones
parciales del gas dentro y fuera del líquido son iguales.
Temperatura
La solubilidad de casi todos los gases son procesos exotérmicos, es decir,
liberan calor. Entonces a mayor temperatura menor solubilidad.
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Por ejemplo, si sacamos un vaso de agua fría y la dejamos a temperatura
ambiente, a medida que ese vaso va ganando temperatura aparecen unas
burbujas de gas sobre el vidrio del vaso, estas burbujas eran gas que estaba
solubilizado en el líquido. Al aumentar la temperatura esa solubilidad
disminuye y se forman las burbujas.
Naturaleza del gas y del líquido
Coeficiente de absorción de Bunsen (α)
Es el volumen de gas (L), a presión y temperatura constantes que satura 1
litro del líquido cuando el gas se pone en contacto con el líquido a una
temperatura determinada y una presión parcial de 1 atm.
Este coeficiente de absorción es único para cada gas. Depende de la
naturaleza del gas, de la del líquido y de la temperatura, por lo que para cada
gas en cada líquido habrá un α para cada temperatura.
Presión
Ley de Henry
A una temperatura constante la masa de cualquier gas se disuelve en un
volumen dado de líquido en proporción a la presión del gas.
A mayor presión va a haber mayor solubilidad.
𝑆 = 𝑘 * 𝑃 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙
Al igual que la ley de Dalton, los gases de una mezcla se solubilizan según
sus presiones parciales.
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En resumen
- A mayor T, menor solubilidad.
- A mayor α, mayor solubilidad.
- A mayor P, mayor solubilidad.
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