Ley de Avogadro

Vista previa del material en texto

LEY DE AVOGADRO
 Relación entre la cantidad de gas y su volumen
En 1808, Gay-Lussac publicó que los gases reaccionan entre sí combinándose y obteniéndose volúmenes en proporción a números enteros pequeños. La explicación que se propuso era que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de átomos.
La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deduce de los trabajos de Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1823) y Amadeo Avogadro (1776-1856). El trabajo del científico italiano Amadeo Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 Amadeo Avogadro publicó una hipótesis en donde estableció que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes.
La hipótesis de Avogadro puede enunciarse de dos maneras :
1. Volúmenes iguales de gases distintos, comparados en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.
2. Números iguales de moléculas de gases distintos, comparados en las mismas condiciones de temperatura y presión, ocupan volúmenes iguales.
A partir de la hipótesis de Avogadro se deduce otra relación, conocida como Ley de Avogadro, cuyo enunciado es :
El volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas.
Matemáticamente, la Ley de Avogadro se puede expresar de la siguiente manera :
Así, un aumento al doble del número de moles de gas hará que el volumen se duplique, si T y P permanecen constantes.
Por lo tanto cuando dos gases reaccionan entre sí, los volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos mediante una relación sencilla (un hecho demostrado antes por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares:
 
Dado que a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales al número de moles de los gases presentes,por lo tanto se puede escribir
La proporción de volumen de hidrógeno molecular respecto del nitrógeno molecular es de 3:1, y la del amoniaco (el producto) respecto del hidrógeno molecular y del nitrógeno molecular
(los reactivos) es de 2:4 o 1:2
Estos son los principales postulados de la teoría cinética molecular:
1. Un gas consiste en un conjunto de pequeñas partículas que se trasladan con movimiento rectilíneo y obedecen las leyes de Newton.
2. Las moléculas de un gas no ocupan volumen.
3. Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos (esto quiere decir que no se gana ni se pierda energía durante el choque).
4. No existen fuerzas de atracción ni de repulsión entre las moléculas.
5. El promedio de energía cinética de una molécula es de 3kT/2 (siendo T la temperatura absoluta y k la constante de Boltzmann).
Teoría Cinética molecular de los gases.
La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto:
1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.
2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna.
3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas.
4. Los choques de las moléculas son elásticos,  no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.
5. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones muy bajas
Modelo corpuscular
	
	Un modelo corpuscular para gases
De acuerdo con los postulados enunciados, podemos hacernos una imagen clara y concisa del modelo que represente el comportamiento de un gas.
Dicho modelo, debe ser el más elemental posible, debe explicar las propiedades observadas en los gases, debe contemplar la existencia de partículas muy pequeñas, de tamaño despreciable frente al volumen total, dotadas de grandes velocidades en constante movimiento caótico, chocando entre sí o con las paredes del recipiente. En cada choque se supone que no hay pérdida de energía y que no existe ningún tipo de unión entre las partículas que forman el gas.
Así, el concepto de presión, estará ligado al de los choques de las partículas sobre las paredes, debido al movimiento que llevan, presión que se ejerce sobre todas las direcciones, no existiendo direcciones privilegiadas. Así, cuantos más choques se produzcan, mayor es la presión del gas.
La temperatura, indicará la energía cinética media de las partículas: si la temperatura de un gas es superior a otro, sus partículas por término medio, poseen mayor velocidad
	Unidades de Presión
	 
	
pascal
(Pa)
	
bar
(bar)
	
milibar
(mbar)
	
atmósfera técnica
(at)
	
atmósfera
(atm)
	
torr
(Torr)
	libra-fuerza por
pulgada cuadrada
(psi)
	1 Pa
	≡ 1 N/m2
	10−5
	10−2
	1,0197×10−5
	9,8692×10−6
	7,5006×10−3
	145,04×10−6
	1 bar
	100.000
	≡ 106 dyn/cm2
	103
	1,0197
	0,98692
	750,06
	14,5037744
	1 mbar
	100
	10−3
	≡ hPa
	0,0010197
	0,00098692
	0,75006
	0,0145037744
	1 at
	98.066,5
	0,980665
	980,665
	≡ 1 kgf/cm2
	0,96784
	735,56
	14,223
	1 atm
	101325
	1,01325
	1.013,25
	1,0332
	≡ 1 atm
	760
	14,696
	1 torr
	133,322
	1,3332×10−3
	1,3332
	1,3595×10−3
	1,3158×10−3
	≡ 1 Torr; ≈ mm Hg
	19,337×10−3
	1 psi
	6,894×103
	68,948×10−3
	68,948
	70,307×10−3
	68,046×10−3
	51,715
	≡ 1 lbf/in2
Ejemplo:  1 Pa = 1 N/m2  = 10−5 bar  = 10−2 mbar  = 1,0197×10−5 at  = 9.8692×10−6 atm, etc.
Nota:  Las siglas PSI proceden de "Pound-force per Square Inch" = "libra-fuerza por pulgada cuadrada".