QUIMICA MEZCLAS Y REACCIONES ENTRE GASES

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MEZCLAS Y REACCIONES ENTRE GASES
Es muy común que estas situaciones nos rodeen, por ejemplo, cuando arde una llama en la cocina con gas envasado, el componente mayoritario es el propano que mezclado con el aire y por efecto de un iniciador de reacción (llama o chispa eléctrica), produce dióxido de carbono y agua. Si observamos la reacción química, el numero de moles de reactivos totales es 6 (1 de propano y 5 de Oxigeno) En cambio cuando analizamos los productos el numero de moles totales es 7. Esto significa que esta reacción ocurrió con una expansión volumétrica. Mas moles en el producto que en los reactivos. 
También puede ocurrir que la reacción genere una contracción volumétrica, por ejemplo, cuando reacciona el oxigeno con el hidrogeno, vemos que el número de moles de los reactivos es 3 y el numero de moles del producto 2. Esta reacción se produjo con una contracción de volumen. 
También puede ocurrir que las reacciones tengan un comportamiento isocórico (sin cambio de volumen), o sea el número de moles del reactivo y producto son iguales. Cuando ocurre cuando un mol de Hidrogeno reacciona con un mol de Cloro y produce dos moles de HCl. 
TEORIA CINETICA MOLECULAR DE LOS GASES
El análisis realizado del estado gaseoso considerado por los investigadores originalmente es un análisis a nivel macroscópico, solamente se evalúa el comportamiento de los gases en un recipiente. Pero, no decimos nada de que ocurre molecularmente hablando. Si podemos decir que la presión resulta del choque de las moléculas contra las paredes del recipiente, para analizarlo desde el punto de vista microscópico aparecen la teoría cinética molecular de los gases ideales recordando que un gas ideal es un sistema hipotético presupone las siguientes características.
1- Las moléculas no tienen volumen propio, o sea son puntuales o mejor aun el volumen de las moléculas es ínfimo comparado con el volumen del recipiente. 
2- Choques elásticos: las moléculas al chocar entre si no ganan ni pierden energía tampoco se atraen entre sí. Los únicos choques de las moléculas del gas ideal que son tenidos en cuenta son contra las paredes del recipiente.
3- La energía de las moléculas se transfiere durante las colisiones entre moléculas 
4- La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura (a mayor temperatura mayor energía cinética)
Debemos recordar que la energía cinética esta dada por la siguiente expresión 
Ec = ½ m*v2
La energía cinética es proporcional a la masa de la partícula en movimiento por su velocidad al cuadrado.
La velocidad de las moléculas se incrementa cuando se incrementa la temperatura 
También debemos recordar que la velocidad molecular dependerá de la masa de la molécula a menor masa mayor velocidad.
APLICACIONES DE LA TEORIA CINETICA MOLECULAR A LOS GASES IDEALES
Se pueden analizar algunas situaciones por ejemplo que ocurre cuando se aumenta el volumen y la temperatura permanece constante: La velocidad molecular es constante pues la temperatura de trabajo no varía, por lo tanto, la energía cinética molecular también es constante. Al incrementar el volumen del recipiente, las moléculas demoran mas en chocar contra las paredes del recipiente por lo tanto la presión disminuye. 
T° = cte.
V = cte. Ec = cte.
 >V P<
Este comportamiento, obtenido solo del análisis molecular es equivalente a la Ley de Boyle y Mariotte donde el análisis es a temperatura constante. 
EFECTO DE UN AUMENTO DE LA TEMPERATURA A VOLUMEN CONSTANTE 
Como se modifica la temperatura a volumen constante la velocidad de las moléculas también aumenta. Como el volumen es constante se incrementará el número de choques sobre las paredes del recipiente. Esto genera, un aumento de presión. 
V = cte.
 <T° V>
P > cantidad de colisiones
Este análisis es comparable a la Ley de Gay Lussac
VELOCIDAD MOLECULAR 
La velocidad de una molécula en estado gaseoso resulta inversamente proporcional a su masa molar. Pero, directamente proporcional a la temperatura de trabajo. Esta dada por la siguiente expresión 
v = (3 * R * T / M)(1/2)
El 3 estamos considerando el movimiento general en el espacio (3D)
R Constante Gral. de los gases
T° Temperatura 
DIFUSION Y EFUSION GASEOSA
Estos dos fenómenos que ocurren en los gases, aunque se los estudia y algunos textos los menciona como la misma situación, son dos fenómenos distintos 
EFUSION 
Este fenómeno ocurre cuando un gas expande a través de un orificio. Para explicar este fenómeno desde el punto de vista molecular, podemos decir que no todas las moléculas pueden efundir por el orificio, podemos decir que la dirección de la molécula debe coincidir plenamente con el agujero en cuestión, sino es la misma no va a salir por el agujero. 
DIFUSION 
Supongamos que tenemos dos gases ocupando cada una, una parte de un recipiente el cual esta separado por una pared que se puede quitar. Cuando se quita la pared, las moléculas se desplazan en direcciones opuestas, de modo tal que se mezclan. Cada una a la velocidad que le corresponda. Este fenómeno es el conocido como difusión gaseosa. 
Ambos fenómenos se pueden explicar con las mismas leyes. También debemos recordar que hay gases pequeños como el Hidrogeno o el Helio que se pueden fugar a través de los poros del recipiente que los contiene. Por ejemplo: El látex, con el que están construidos los globos Si los llenamos con gases originalmente tienen distintos comportamientos. Si esta lleno con gas pesado como el Nitrógeno, el globo reposa sobre el piso de la habitación pues su masa molar es muy próxima al aire. En cambio, si los globos se llenan con Helio o Hidrogeno hay que amarrarlos para que no se escapen en la atmosfera, esto se debe a que su masa molar es muy pequeña comparada con el aire. Pero una vez transcurridos algunos días, el globo inflado con Helio o Hidrogeno a reducido notablemente su tamaño, esto se debe a que los gases se fugaron por efusión gaseosa 
LEY DE GRAHAM O LEY DE LA DIFUSION GASEOSA
Cuando dos gases se mezclan esto se debe a que los gases difunden uno en el interior del otro. Para calcular este fenómeno Graham dividió las velocidades moleculares. 
Se simplifica porque son constantes. Por lo tanto, queda de esta forma 
 M= masa molar
DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL PARA GASES REALES Y LA PRESION 
Algunos investigadores necesitaron conocer cuando se desviaba un gas real del comportamiento ideal sobre todo cuando se quiere trabajar dimensionando equipos. 
Para ello observaron que si se toma la ecuación general de los gases (P*V = n*R*T)
Se despeja n y se lo iguala a un mol todas las gráficas darán una línea recta de pendiente nula sin importar las condiciones de trabajo. Cuando se midió experimentalmente el comportamiento de distintos gases aplicando las mismas condiciones de trabajo. Se encontró que los gases reales no se comportan como los gases ideales
 
Si se compara la información podemos ver que los gases reales el aumento de la presión genero comportamientos distintos en los gases reales.
Si analizamos el desviamiento del comportamiento de un gas real respecto a un gas ideal, pero modificando la temperatura la grafica toma esta forma 
En definitiva, se observa que, para un mismo gas como el Nitrógeno, las graficas de las isotermas a elevada temperatura se aproxima más al comportamiento ideal, también podemos decir que a baja presión los gases reales tienen un comportamiento muy próximo a un gas ideal. 
A baja presión las moléculas están mas alejadas unas de otras por lo tanto en los gases reales no hay interacción intermolecular o es baja tal como lo establece el modelo de gas ideal.
A elevada temperatura porque las moléculas de los gases se mueven muy rápidamente, por ello bajan las atracciones intermoleculares.
ECUACION DE VAN DER WAALS PARA GASES REALES
Este investigador adapto la ecuación Gral. de los gases ideales a los gases reales. Para ello, modifico la presión y el volumen. A las presionesle sumo un término, este termino tiene un dato muy particular (a) que permite corregir las atracciones intermoleculares que existen en los gases reales y no fueron contempladas en el modelo de gas ideal. 
Al volumen lo modifica restándole el volumen propio de las moléculas y esta dado por una constante (b) 
Van der Waals definió los factores de corrección y además provee de los valores de a y b los cuales se encuentran tabulados. 
Se puede analizar esta tabla y decir que los valores de a se incrementa a medida que se incrementa la masa molar, pero, además, si las moléculas gaseosas son de varios átomos distintos también se modifica el valor de a.
A modo de resumen podemos decir que si se compara los datos experimentales con la ecuación general de los gases ideales y la ecuación de Van Der Walls los datos ideales son levemente superior a los experimentales.