Un gas es un estado de la materia sin forma ni volumen definidos. Los gases tienen su propio comportamiento único dependiendo de una variedad de variables, como temperatura, presión y volumen. Si bien cada gas es diferente, todos los gases actúan de manera similar. Esta guía de estudio destaca los conceptos y leyes relacionados con la química de los gases.
Propiedades de un gas
Un gas es un estado de la materia. Las partículas que forman un gas pueden variar desde átomos individuales hasta moléculas complejas. Alguna otra información general relacionada con gases:
- Los gases adoptan la forma y el volumen de su recipiente.
- Los gases tienen densidades más bajas que sus fases sólida o líquida.
- Se comprimen más fácilmente que sus fases sólida o líquida.
- Los gases se mezclarán completa y uniformemente cuando estén confinados al mismo volumen.
- Todos los elementos del Grupo VIII son gases. Estos gases se conocen como gases nobles .
- Los elementos que son gases a temperatura ambiente y presión normal son todos no metales .
Presión
La presión es una medida de la cantidad de fuerza por unidad de área. La presión de un gas es la cantidad de fuerza que el gas ejerce sobre una superficie dentro de su volumen. Los gases con alta presión ejercen más fuerza que el gas con baja presión. La unidad de presión es el pascal (símbolo Pa). El pascal es igual a la fuerza de 1 newton por metro cuadrado. Esta unidad no es muy útil cuando se trata de gases en condiciones del mundo real, pero es un estándar que se puede medir y reproducir.
Muchas otras unidades de presión se han desarrollado con el tiempo, principalmente relacionadas con el gas con el que estamos más familiarizados: el aire. El problema con el aire, la presión no es constante. La presión del aire depende de la altitud sobre el nivel del mar y de muchos otros factores. Muchas unidades de presión se basaron originalmente en una presión de aire promedio al nivel del mar, pero se han estandarizado.
La temperatura
La temperatura es una propiedad de la materia relacionada con la cantidad de energía de las partículas que la componen. Se han desarrollado varias escalas de temperatura para medir esta cantidad de energía, pero la escala estándar SI es la escala de temperatura Kelvin . Otras dos escalas de temperatura comunes son las escalas Fahrenheit (° F) y Celsius (° C).
La escala Kelvin es una escala de temperatura absoluta y se utiliza en casi todos los cálculos de gas. Cuando se trabaja con problemas de gas, es importante convertir las lecturas de temperatura a Kelvin.
Fórmulas de conversión entre escalas de temperatura:
K = ° C + 273.15
° C = 5/9 (° F – 32)
° F = 9/5 ° C + 32
STP: temperatura y presión estándar
STP significa temperatura y presión estándar. Se refiere a las condiciones a 1 atmósfera de presión a 273 K (0 ° C). STP se usa comúnmente en cálculos relacionados con la densidad de gases o en otros casos que involucran condiciones de estado estándar. En STP, un mol de gas ideal ocupará un volumen de 22,4 L.
Ley de las presiones parciales de Dalton
La ley de Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de todas las presiones individuales de los gases componentes solamente.
P total = P Gas 1 + P Gas 2 + P Gas 3 + …
La presión individual del gas componente se conoce como presión parcial del gas. La presión parcial se calcula mediante la fórmula
P i = X i P total
donde
P i = presión parcial del gas individual
P total = presión total
X i = fracción molar del gas individual
La fracción molar, X i , se calcula dividiendo el número de moles del gas individual por el número total de moles del gas mezclado.
Ley de los gases de Avogadro
La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de gas cuando la presión y la temperatura permanecen constantes. Básicamente: el gas tiene volumen. Agregue más gas, el gas ocupa más volumen si la presión y la temperatura no cambian.
V = kn
donde
V = volumen k = constante n = número de moles
La ley de Avogadro también se puede expresar como
V i / n i = V f / n f
donde
V i y V f son los volúmenes inicial y final
n i y n f son número inicial y final de lunares
Ley de los gases de Boyle
La ley de los gases de Boyle establece que el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión cuando la temperatura se mantiene constante.
P = k / V
donde
P = presión
k = constante
V = volumen
La ley de Boyle también se puede expresar como
P i V i = P f V f
donde P i y P f son las presiones inicial y final V i y V f son las presiones inicial y final
A medida que aumenta el volumen, la presión disminuye o cuando el volumen disminuye, la presión aumenta.
Ley de gas de Charles
La ley de los gases de Charles establece que el volumen de un gas es proporcional a su temperatura absoluta cuando la presión se mantiene constante.
V = kT
donde
V = volumen
k = constante
T = temperatura absoluta
La ley de Charles también se puede expresar como
V i / T i = V f / T i
donde V i y V f son los volúmenes inicial y final
T i y T f son las temperaturas absolutas inicial y final.
Si la presión se mantiene constante y la temperatura aumenta, el volumen del gas aumentará. A medida que el gas se enfría, el volumen disminuirá.
Ley de gases de Guy-Lussac
La ley de los gases de Guy- Lussac establece que la presión de un gas es proporcional a su temperatura absoluta cuando el volumen se mantiene constante.
P = kT
donde
P = presión
k = constante
T = temperatura absoluta
La ley de Guy-Lussac también se puede expresar como
P i / T i = P f / T i
donde P i y P f son las presiones inicial y final
T i y T f son las temperaturas absolutas inicial y final.
Si la temperatura aumenta, la presión del gas aumentará si el volumen se mantiene constante. A medida que el gas se enfría, la presión disminuirá.
Ley de los gases ideales o ley de los gases combinados
La ley de los gases ideales, también conocida como ley de los gases combinados , es una combinación de todas las variables de las leyes de los gases anteriores. La ley de los gases ideales se expresa mediante la fórmula:
PV = nRT
donde
P = presión
V = volumen
n = número de moles de gas
R = constante del gas ideal
T = temperatura absoluta
El valor de R depende de las unidades de presión, volumen y temperatura.
1. R = 0.0821 litro · atm / mol · K (P = atm, V = L y T = K)
2. R = 8.3145 J / mol · K (Presión x Volumen es energía, T = K)
3. R = 8.2057 m 3 · atm / mol · K (P = atm, V = metros cúbicos y T = K)
4. R = 62,3637 L · Torr / mol · K o L · mmHg / mol · K (P = torr o mmHg, V = L y T = K)
La ley de los gases ideales funciona bien para los gases en condiciones normales. Las condiciones desfavorables incluyen altas presiones y temperaturas muy bajas.
Teoría cinética de los gases
La teoría cinética de los gases es un modelo para explicar las propiedades de un gas ideal. El modelo hace cuatro supuestos básicos:
- Se supone que el volumen de las partículas individuales que componen el gas es insignificante en comparación con el volumen del gas.
- Las partículas están en constante movimiento. Las colisiones entre las partículas y los bordes del contenedor provocan la presión del gas.
- Las partículas de gas individuales no ejercen ninguna fuerza entre sí.
- La energía cinética media del gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Los gases en una mezcla de gases a una temperatura particular tendrán la misma energía cinética promedio.
La energía cinética media de un gas se expresa por la fórmula:
KE ave = 3RT / 2
donde
KE ave = energía cinética media R = constante de los gases ideales
T = temperatura absoluta
La velocidad media o velocidad de raíz cuadrada media de las partículas de gas individuales se pueden encontrar usando la fórmula
v rms = [3RT / M] 1/2
donde
v rms = velocidad cuadrática media o promedio
R = constante de gas ideal
T = temperatura absoluta
M = masa molar
Densidad de un gas
La densidad de un gas ideal se puede calcular usando la fórmula
ρ = PM / RT
donde
ρ = densidad
P = presión
M = masa molar
R = constante del gas ideal
T = temperatura absoluta
Ley de difusión y efusión de Graham
La ley de Graham establece que la velocidad de difusión o efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la masa molar del gas.
r (M) 1/2 = constante
donde
r = tasa de difusión o efusión
M = masa molar
Las tasas de dos gases se pueden comparar entre sí usando la fórmula
r 1 / r 2 = (M 2 ) 1/2 / ( M 1 ) 1/2
Gases reales
La ley de los gases ideales es una buena aproximación del comportamiento de los gases reales. Los valores predichos por la ley de los gases ideales se encuentran típicamente dentro del 5% de los valores medidos en el mundo real. La ley de los gases ideales falla cuando la presión del gas es muy alta o la temperatura es muy baja. La ecuación de van der Waals contiene dos modificaciones a la ley de los gases ideales y se utiliza para predecir más de cerca el comportamiento de los gases reales.
La ecuación de Van Der Waals es:
(P + an 2 / V 2 ) (V – nb) = nRT
donde
P = presión
V = volumen
a = constante de corrección de presión única para el gas
b = constante de corrección de volumen única para el gas
n = el número de moles de gas
T = temperatura absoluta
La ecuación de Van Der Waals incluye una corrección de presión y volumen para tener en cuenta las interacciones entre moléculas. A diferencia de los gases ideales, las partículas individuales de un gas real interactúan entre sí y tienen un volumen definido. Dado que cada gas es diferente, cada gas tiene sus propias correcciones o valores para a y b en la ecuación de Van Der Waals.
