ESTADO GASEOSO

El estado gaseoso es uno de los estados agregación de la materia y se caracteriza porque sus partículas se
encuentran muy separadas a comparación del estado líquido y sólido. El estado gaseoso es un estado muy
disperso de la materia, es decir, los elementos y las moléculas que los forman están separadas unas de otras
con movimientos aleatorios, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio que los contiene.
En el estado gaseoso las moléculas se encuentran en permanente
movimiento, colisionando las partículas entre sí y con las paredes
del recipiente que las contiene.
Las partículas de un gas se mueven a distintas velocidades de
acuerdo con una determinada temperatura. El movimiento es más
rápido a elevadas temperaturas.
Debido a que están en continuo movimiento, el estado gaseoso no contiene una forma y adopta la forma
del recipiente que lo contiene.
La atmósfera está compuesta por una mezcla de gases que rodean a la Tierra. Su función es ser un escudo
protector frente al espacio exterior. En ella se producen todos los fenómenos climáticos y meteorológicos que
afectan al planeta, regula la entrada y salida de energía de la tierra y es el principal medio de transferencia
del calor. En síntesis, la atmósfera crea las condiciones favorables para la vida en la Tierra.
La vida depende de las características concretas de nuestra atmósfera, de su composición, su temperatura
y su capacidad de protegerla de sus radiaciones que la perjudican.
Se le denomina contaminación atmosférica a la presencia de partículas en el aire que causan inestabilidad,
desorden y daños en un ecosistema. La contaminación del aire presenta un grave peligro para los seres vivos.
Las principales causas de la contaminación del aire están relacionadas con la quema de combustibles fósiles.
Entre las consecuencias directas de la contaminación atmosférica, se podría destacar el desarrollo de
enfermedades y afecciones en los seres humanos y la biodiversidad. También la pérdida de visibilidad en zonas
de grandes concentraciones (esmog) o la aparición de olores desagradables.
El término Condiciones Normales se suele utilizar habitualmente para el estudio de diferentes gases en el
laboratorio. Un gas se encuentra en Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT) o Presión y
Temperatura Normales (abreviado NTP - TPN) cuando el valor de la Presión y Temperatura es;
|Presión: 100 kPa (0,9869 atm) = 1 atm | − | Temperatura: 0 °C (273.15 K)|
Las Condiciones Normales de Presión y Temperatura de un gas son las condiciones en las que se está
estudiando el gas en ese momento (en el laboratorio).
Existen diferentes criterios para el estado normal o estándar de una sustancia gaseosa. Esto debido a
que cada organismo establece su propia denominación y condiciones normalizadas. Sin embargo, tanto
la condición estándar como normal puede referirse a un mismo valor de temperatura.
|Presión: 100 kPa (0,9869 atm) = 1 atm | − | Temperatura: 25 °C (298.15 K)|
En los gases, las fuerzas de atracción (fuerzas intermoleculares) son casi inexistentes, por lo que las partículas
están muy separadas unas de otras y se mueven rápidamente en cualquier dirección.
Es la tendencia que tienen los gases de expandirse
por la alta energía cinética de las moléculas y ocupar
todo el volumen del recipiente que los contiene. La
expansibilidad de un gas puede aumentar si se
aumenta la temperatura o se disminuye la presión.
Es la capacidad que tienen los gases de ocupar un
volumen reducido. La compresibilidad ocurre si se
aumenta la presión o se disminuye de la temperatura.
Los gases pueden comprimirse fácilmente debido a
que existen enormes espacios intermoleculares.
Es la capacidad que tiene un gas de mezclarse con
otro debido al movimiento de sus moléculas. La
difusión ocurre cuando las moléculas de un gas se
dispersan dentro de un recipiente.
Proceso mediante el cual un gas bajo presión se
escapa de un recipiente a otro (exterior) con menos
presión a través de un pequeño orificio.
En los gases, las fuerzas de atracción (fuerzas intermoleculares) son casi inexistentes, por lo que las partículas
están muy separadas unas de otras y se mueven rápidamente en cualquier dirección.
Es la propiedad de los gases de poder ver
a través de ellos, aunque tengan color
característico. Esto se debe al espacio que
hay entre las moléculas.
Tienen una densidad mucho menor que los sólidos y los líquidos debido
a que el número de moléculas por unidad de volumen es muy bajo.
Los gases tienen la propiedad de dilatarse si se les aumenta
la energía cinética a sus moléculas. La energía cinética es
directamente proporcional a la temperatura aplicada.
Esta teoría se desarrolló con base de los estudios de Daniel Bernoulli, Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell
a finales del siglo XIX. La teoría cinética molecular postula que la materia está formada por un conjunto de
partículas (átomos o moléculas) que se encuentran en constante en movimiento.
La teoría cinética molecular es una base para entender a los gases y predecir su comportamiento. Esta teoría
enlaza los comportamientos microscópicos de los gases ideales a propiedades macroscópicas de los gases
reales. Los principales postulados de esta teoría son los siguientes:
Los gases están formados por partículas muy pequeñas;
(moléculas o átomos) que están separadas por distancias
muy grandes a comparación de los sólidos y líquidos.
Las moléculas de los gases están en movimiento continuo, viajan
en línea recta y cambian de dirección solo cuando chocan con
otras moléculas o con las paredes de un recipiente.
Cada cambio de dirección representa un choque contra una
molécula o con las paredes del recipiente que las contiene.
Las partículas de un gas al moverse chocan entre sí y con las
paredes del recipiente que las contiene, ejerciendo una presión.
Los choques entre las moléculas del gas son perfectamente
elásticos (no se pierda energía durante el choque).
El número de colisiones por unidad de superficie es mayor.
Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas de un
gas son despreciables (inexistentes).
Al producirse los choques puede transferirse energía de
una molécula a otra, pero la energía promedio de las
moléculas no cambia, siempre y cuando la temperatura
del gas permanezca constante.
La energía cinética promedio de las moléculas es
proporcional a la temperatura absoluta del gas. Es decir,
dos gases a la misma temperatura tendrán la misma
energía cinética promedio.
A continuación, se presenta el efecto de la temperatura sobre las velocidades moleculares de los gases.
Distribución de las velocidades del Nitrógeno
gaseoso a tres diferentes temperaturas. A
temperaturas más altas, más moléculas se
mueven a mayores velocidades.
Distribución de las velocidades para tres
gases a trecientos Kelvin. A una temperatura
determinada, las moléculas más ligeras se
mueven con mayor rapidez, en promedio.
El estado gaseoso es uno de los tres estados fundamentales de la materia, el cual se identifica porque son
sustancias formadas por partículas (átomos o moléculas) que están en movimiento constante. Además, tienen
la propiedad de expandirse, difundirse y comprimirse con cierta facilidad.
Es un gas hipotético (teórico) que se encuentra a bajas presiones, a altas temperaturas
y en bajas concentraciones. En él sus partículas no ejercen fuerzas de atracción entre
sí, y la distancia entre una partícula y otra es insignificante lo cual hace que su volumen
sea despreciable. Los gases ideales cumplen exactamente con los postulados de la
Teoría Cinética Molecular.
Es un gas que posee un comportamiento termodinámico y que no sigue los postulados
de los gases ideales. Los gases reales se encuentran a presión elevada y poca
temperatura. Un fluido ideal siempre está en modo gaseoso. Sin embargo, un fluido
real, puede experimentar cambios de fase o estado (Influenciado por los cambios de
presión y temperatura).
En condiciones normales de presión y temperatura, los gases reales suelen comportarse de forma similar a
los gases ideales. Por lo tanto, gases como el Oxígeno, el Nitrógeno, el Hidrógeno o el Dióxido de carbono
se pueden tratar como gases ideales en determinadas circunstancias.
Las variables termodinámicas son las magnitudes que se emplean para describir el estado de un sistema
termodinámico. En el estado gaseoso, las magnitudes físicas que determinan dicho comportamiento son:
presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia. Las relaciones matemáticas entre estas magnitudes
explican el comportamiento de una muestra de gas.
La presión es la fuerza por unidad de área aplicada sobre un
cuerpo. La presión de un gas es el resultado de la fuerza ejercida
por las partículas de dicho gas al chocar contra las paredes del
recipiente.
1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 101 325 Pa = 1.01 Bar
El volumen es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. En
el caso de los gases, es el espacio en el cual se mueven sus
moléculas. Es el volumen que ocupan todas las moléculas del gas
en el recipiente que las contiene.
1 L = 1000 mL ∴ 1m3 = 1000 L ∴ 1 mL = 1 cm3
A nivel microscópico la temperatura es una medida de cantidad de agitación (energía cinética promedio)
que tienen las partículas (moléculas o átomos) que constituyen a un cuerpo. La temperatura de un gas es
directamente proporcional a la energía cinética media de sus moléculas. A mayor temperatura, mayor será
la energía cinética media (la velocidad de las partículas aumentará).
En cuanto a los gases, la escala empleada es la
escala absoluta (K). La escala absoluta es la
temperatura más baja posible y se caracteriza
por la total ausencia de calor (energía). Es la
temperatura a la cual cesa el movimiento de las
partículas (átomos o moléculas). Nunca se ha
alcanzado tal temperatura y se asegura que
es inalcanzable.
K = ℃ + 273.15 ∴ ℉ =
Es una magnitud física que expresa la cantidad de materia (sustancia) que
tiene un cuerpo. La cantidad de un gas se puede medir en unidades de
masa (gramos), o también en número de moles de sustancia gaseosa. En el
Sistema Internacional se expresa respectivamente en kilogramos (kg) o en
número de moles (mol).
9
5
℃ + 32
La ley de Boyle-Mariotte fue formulada por el físico y químico británico Robert Boyle y el físico y botánico francés
Edme Mariotte. Las experiencias que le permitieron establecer su conocida ley consistieron, básicamente, en
añadir mercurio a un tubo acodado suficientemente largo abierto por un extremo y cerrado en el otro. En el
extremo abierto vertía sucesivamente cantidades de mercurio iguales, con lo cual, la presión a la que estaba
sometido el gas encerrado en el otro extremo del tubo, aumentaba en igual proporción. Luego de sucesivas
experimentaciones, observó que la disminución del volumen del gas guardaba cierta relación con el aumento
de presión. Si doblaba el peso de mercurio, el volumen se reducía a la mitad, si lo triplicaba se reducía a la
tercera parte y así sucesivamente. Tal resultado experimental le permitió, finalmente, enunciar su ley.
El volumen de una masa definida de gas,
a temperatura constante, es inversamente
proporcional a la presión.
Vα
K
P
V=
K
P
PV = K
P1 V1 = P2 V2
La cantidad de masa (Moles)
La temperatura (Kelvin)
V1 = 500L P1 = 271 torr
V2 =?
P1 V1 = P2 V2
P2 = 1.5 atm
V2 =
P1 V1
P2
V2 =
(0.357 atm)(500L)
(1.5 atm)
= 119 L
271 torr = 0.357 atm
V1 = 725 mL P1 = 780 mmHg
V2 = 1.5 L
P1 V1 = P2 V2
P2 =?
725 mL = 0.725 L
P2 =
P1 V1
V2
P2 =
(780 mmHg)(0.725 L)
(1.5 L)
P2 = 377 mmHg
En
Jacques Charles realizó estudios que le permitieron observar el efecto que tiene la temperatura
sobre el volumen de un gas. La ley fue publicada primero por Gay-Lussac, pero hacía referencia al trabajo
no publicado de Charles, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. Por otro lado,
Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente proporcionales en la
llamada; segunda ley de Gay-Lussac.
La idea del globo aerostático comenzó cuando se iniciaba el
estudio de los gases. Los pioneros notaron que la expansión
de un gas se debía al incremento de temperatura en sus
moléculas. Después de varios experimentos, comprendieron
que el aire caliente es más liviano que el frío, por lo que tiende
a subir. Estos decidieron crear una máquina que les permitiera
volar con este principio.
El volumen de una masa definida de gas, a presión constante,
es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
V α KT
V
T
α K
V
T
V1
= K
Aumenta la velocidad molecular promedio y aumenta
las fuerzas de las colisiones.
T1
=
V2
T2
La cantidad de masa (Moles)
La presión (atm, mmHg, Torr)
V1 = 500 mL T1 = 26 ℃
V1
V2 =?
T1
T2 = 21 ℃
=
V2
T2
V2 =
V1 T2
T1
V2 =
(500 mL)(294.15 K)
(299.15 K)
V2 = 491.6 mL
T1 = 26 + 273.15 = 299.15 K |∴| T2 = 21 + 273.15 = 294.15 K
V1 = 150 mL T1 = 100 ℃
V1
V2 = 240 mL T2 =?
T1
=
V2
T2
T2 =
T1 V2
V1
T2 =
(373.15 K)(240 mL)
(150 mL)
T2 = 597.04 K = 323.89 ℃
T1 = 100 + 273.15 = 373.15 K
Experiencias semejantes realizadas manteniendo constante el volumen y estudiando la variación de la presión
con la temperatura permitieron al químico francés establecer la que se conoce como Ley de Gay Lussac: a
volumen constante, la presión de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo
la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases.
La presión de una masa definida de gas, a volumen constante,
es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
P α KT
P
T
αK
P
T
= K
La cantidad de masa (Moles) y el volumen (Litros, mL)
La ley de Avogadro (a veces llamada hipótesis de Avogadro o principio de Avogadro) es una de las leyes
de los gases ideales. En afirmó que; volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas (moléculas o átomos).
A temperatura y presión constantes, el volumen que
ocupa una muestra de gas es directamente proporcional
a los moles (n) de gas.
V1
n1
V α Kn
V
n
αK
V
n
= K
=
V2
n2
La presión (atm, mmHg) y Temperatura (Kelvin)
V1 = 45 L
V2 =?
150g =
V1 = 0.5 L
V2 = 1.5 L
n1 = 150 g
V1
n2 = 325 g
n1
1 mol Ar
39.95 g
=
V2
V2 =
n2
V1 n2
n1
V2 =
(45 L)(8.14 mol)
(3.75 mol)
V2 = 97.68 L
= 3.75 mol ∴ 325 g =
n1 = 1.5 mol
V1
n2 =?
n1
=
V2
n2
1 mol Ar
39.95g
= 8.14 mol
n2 =
V2 n1
V1
n2 =
(1.5 L)(1.5 mol)
(0.5 L)
n2 = 4.5 mol de Ne
Se define como gas ideal, aquel que está formado por partículas (átomos o moléculas) sin atracción ni repulsión
entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (no se pierda energía durante el choque). Un gas ideal
se caracteriza por cuatro variables de estado: la presión absoluta (P), el volumen (V), el número de moles (n) y
la temperatura absoluta (T). La relación entre ellas se puede deducir de la teoría cinética.
Las leyes estudiadas anteriormente (Ley de Boyle, Charles, Gay - Lussac y Avogadro) se cumplen cuando se
trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Cuando estas leyes se combinan matemáticamente en
una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales. La relación entre dichas
variables predice el comportamiento de la mayoría de los gases reales a temperatura y presión ambiente.
Los gases tienen un comportamiento ideal cuando se encuentran a
bajas presiones y temperaturas moderadas, en las cuales se mueven
lo suficientemente alejadas unas de otras, de modo que se puede
considerar que sus moléculas no interactúan entre sí (no hay acción de
las fuerzas intermoleculares).
PV = nRT
(P ) →
(R) →
(V) →
(n) →
(T) →
Tiene el mismo valor para todas las sustancias
gaseosas. El valor numérico dependerá de las
unidades en las que se trabaje el (V) y la (P).
En condiciones estándar se cumple lo siguiente;
P = 1 atm (760 mmHg)
T = 0℃ (273.15 K)
n = 1 mol
PV = nRT
V= K
V= K
1
P
1
P
∙ KT ∙ Kn →
V = 22.4 Litros
V = (K ∙ K ∙ K = R) (
nT
P
)→ V= R
nT
P
→ (n y T constantes)
PV = nRT
V = KT → (n y P constantes )
V = Kn → (P y T constantes)
R=
Cuando es una muestra de gas la
temperatura es °C y la presión atm se
dice que se encuentra en condiciones
estándar de presión y temperatura.
1 atm ∙ 22.4 L
1 mol ∙ 273.15 K
R = 0.08206
L ∙ atm
K ∙ mol
(ρ )
(M )
(n)
La ecuación de los gases ideales permite determinar la densidad y la masa molar de un determinado gas
ideal. Según las definiciones de densidad, el número de moles y de la ecuación del gas ideal tenemos:
ρ=
m (Masa)
PV = nRT
V(Volumen)
m [Masa de sustancia (g)]
n=
g
)]
M [Masa molar (
mol
PM =
m
V
RT = ρRT → M =
m=
MPV
M=
P
n=
RT
PM =
ρRT
m
V
RT = ρRT → ρ =
PM
RT
PV
RT
mRT
PV
V = 144 mL ∴ n = 0.012 moles de N2(g)
T = 298.15 K ∴ R = 0.0821
PV = nRT
P=
L ∙ atm
K ∙ mol
P=
144 mL =
1L
1000 mL
L ∙ atm
∙ 298.15 K
K ∙ mol
0.144 L
0.012 mol ∙ 0.0821
P = 2.04 Atm
nRT
V
P = 2.04 Atmoferas
= 0.144 L
P = 0.98 atm ∴ n = 4 moles de He(g)
T = 303.15 K ∴ R = 0.0821
L ∙ atm
K ∙ mol
V=
nRT
P
V=
L ∙ atm
∙ 303.15 K
K ∙ mol
0.98 atm
4 mol ∙ 0.0821
V = 101 L
→
V = 0.25 L ∴ P = 1.3 Atmosfera (Atm)
T = 304.15 K ∴ R = 0.0821
0.013 mol He ∙ 4
g
mol He
L ∙ atm
PV
n=
RT
K ∙ mol
= 0.52 g
V = 1 L ∴ P = 1 atm ∴ m = 0.714 g
T = 273.15 K ∴ R = 0.0821
n=
L ∙ atm
K ∙ mol
1.3 atm ∙ 0.25 L
L ∙ atm
0.0821
∙ 304.15 K
K ∙ mol
n = 0.013 mol de He (g)
m = 0.52 gramos (g)
M=
mRT
PV
M=
L ∙ atm
∙ 273.15 K
K ∙ mol
1 atm ∙ 1 L
0.714 g ∙ 0.0821
M = 16 g/mol
P = 0.97 Atmosfera (Atm) ∴ M = 17 g/mol
T = 298.15 K ∴ R = 0.0821
ρ=
L ∙ atm
PM
K ∙ mol
ρ
ρ = 0.673 g/L
ρ = 0.63
g
L
∴ P = 0.98 atmosfera (Atm)
T = 382.15 K ∴ R = 0.0821
L ∙ atm
ρ=
RT
M=
ρRT
P
0.97 atm ∙ 17
0.0821
L ∙ atm
∙ 298.15 K
K ∙ mol
ρ = 0.673 g/L
g
L ∙ atm
0.63 ∙ 0.0821
∙ 382.15 K
L
K ∙ mol
M=
0.98 atm ∙ 1 L
M = 20.17 g/mol
K ∙ mol
M = 20.17 g/mol
g
mol
La ley combinada de los gases es aquella que unifica las leyes de Charles, la ley de Gay-Lussac y la ley de
Boyle en una única ecuación. En esta ley relaciona las variables de presión, volumen y temperatura de una
determinada cantidad de gas. Esta combinación de leyes señala lo siguiente:
P1 V1
La presión de una masa definida de gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta e inversamente
proporcional a su volumen.
T1
PV = nRT
P1 V1 = nRT1
P1 V1
T1 n1
= R
P1 V1
T1
P2 V2 = nRT2
P2 V2
T2 n1
= R
=
P2 V2
T2
=
P2 V2
T2
P1 V1
V1 = 236 mL a TPE
V2 = 0.363 L ∴ T2 = 81.9 ℃
P1 = 1 atm ∴ T1 = (0℃) 273.15 K
T2 = 81.9 + 273.15 = 355.05 K
236 mL ×
1L
100 mL
= 0.236 L
T1
=
P2 V2
T2
P2 =
1 atm ∙ 0.236 L ∙ 355.05 K
273.15 K ∙ 0.363 L
P2 = 0.845 atm
P2 =
P1 V1 T2
T1 V2
P2 = 0.845 atm
En
Dalton estableció que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones
que ejercería cada gas si estuviera sólo en el recipiente.
La presión total de una mezcla gaseosa (gas) es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen
los gases de forma independiente (individual).
PTotal = P1 + P2 + P3 … + Pn
PA =
PB =
+
P1
nA RT
V
nB RT
V
nA & nB : N° de moles
P2
PT = P1 + P2
PT = PA + PB
En sistemas con varios componentes (mezclas), es necesario conocer su fracción molar. La fracción molar es una
cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de un componente con el número de moles
de todos los componentes presentes en la mezcla.
Se define como el cociente de la cantidad de moles individuales (n i) entre el número de moles totales (nT).
xi =
N° de moles individuales
xi =
N° de moles totales de la mezcla
XA =
nA
nA + nB
ni
ni
=
∑ ni nT
XB =
nB
nA + nB
Pi = xi PT
PA = X APT
PB = X B PT
V=5L
nAr = 1.5 mol
T = 298.15 K
nNe = 2.5 mol
Pi =
ni RT
V
PAr =
1.5 ∙ 0.0821
L ∙ atm
∙ 298.15 K
K ∙ mol
= 7.34 Atm
5L
PAr = 7.34 Atm
PT = PAr + PNe
PT = (7.34 + 12.24) atm
PT = 19.58 atm
PNe =
2.5 ∙ 0.0821
L ∙ atm
∙ 298.15 K
K ∙ mol
= 12.24 Atm
5L
PNe = 12.24 Atm
PT = 1.37 atm
nC2 H6 = 0.421 mol
Pi = xi PT
nCH4 = 8.24 mol n C3 H8 = 0.116 mol
x C2 H6 =
ni
0.421 moles
=
= 0.048
∑ ni (8.24 + 0.421 + 0.116) moles
PT = PO2 + PH2 O
PT = PO2 + PH2 O
xi =
ni
ni
=
∑ ni nT
PC2 H6 = 0.048 ∙ 1.37 atm
PC2 H6 = 0.066 atm
PC2 H6 = 0.066 atm
PO2 = PT − PH2 O
PO2 = 750 mmHg − 23.76 = 726.24 mmHg
PO2 = 726.24 mmHg
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 se descompone en cloruro de potasio y oxígeno molecular.
C6 H12 O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2 O(l)
Moles de CO2 = 5.6 g C6 H12 O6 ×
V=
nRT
P
V=
1 mol C6 H12 O6
180 g C6 H12 O6
×
6 mol CO2
1 mol C6 H12 O6
= 0.187 mol de CO2
L ∙ atm
∙ 310.15 K
K ∙ mol
= 4.76 L de CO2
1 atm
0.187 mol ∙ 0.0821
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
V1 = 0.25 L
V2 =?
n1 = 2 mol
V2 =
n2 = 1 mol
V1 n2
V2 =
n1
0.25 L ∙ 1 mol
2 mol
= 0.125 Litros de O2
A temperatura y presión constantes, el volumen que ocupa una muestra de gas es directamente
proporcional a los moles (n) de gas.
H2
He
Masa: 4
g
mol
Masa: 2
Ne
N2
g
mol
Masa: 28
g
mol
Masa: 20
O2
g
mol
Masa: 32
g
mol