conceptos gases
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UNIVERSIDAD INSTITUTO TECNOLÓGICODE TUXTLA GUTIÉRREZ
PROGRAMA EDUCATIVO
INGENIERÍA INDUSTRIALASIGNATURA
QUIMICA
DOCENTE
MONTOYA MAGAÑA JOSÉ MANUEL
TRABAJO
CONCEPTOS BASICOS DE GASES
ESTUDIANTE
VALENCIA ANCHEYTA JORGE MANUEL
TUXTLA GUTIÉRREZ, CHIAPAS. 0 DE DICIEMBRE !0"#
Gas como estado de agregación
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen definid
Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracció
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haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda pa
ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerz
gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algun
diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que
término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar p
presurización a temperatura constante. Los gases se expanden libremente hasta llenar
recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.
Dependiendo de sus contenidos de energía o de las fuerzas que actúan, la materia puede est
en un estado o en otro diferente: se ha hablado durante la historia, de un gas ideal o de u
sólido cristalino perfecto, pero ambos son modelos límites ideales y, por tanto, no tien
existencia real.
En los gases reales no existe un desorden total y absoluto, aunque sí un desorden más o men
grande.
En un gas, las moléculas están en estado de caos y muestran poca respuesta a la gravedad. mueven tan rápidamente que se liberan unas de otras. Ocupan entonces un volumen muc
mayor que en los otros estados porque dejan espacios libres intermedios y están enormemen
separadas unas de otras. Por eso es tan fácil comprimir un gas, lo que significa, en este cas
disminuir la distancia entre moléculas. El gas carece de forma y de volumen, porque
comprende que donde tenga espacio libre allí irán sus moléculas errantes y el gas se expandi
hasta llenar por completo cualquier recipiente.
El estado gaseoso presenta las siguientes características:
• Cohesión casi nula.
• No tienen forma definida.
• Su volumen es variable.
PROPIEDADES DE LOS GASES
• Pequeña densidad debido a que en virtud de la ausencia de cohesión entre sus molécul
estas se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca masa en
unidad de volumen.
• Son perfectamente homogéneos e isótropos, es decir, tienen las mismas propiedades
todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus moléculas en todas l
direcciones.
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• Tienden a ocupar el máximo volumen adoptan la forma y el volumen del recipiente q
los contiene.
• Son muy compresibles debido a la ausencia de fuerzas de repulsión entre sus moléculas
• Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están en el mismo recipiente.
• Pequeña viscosidad aunque no nula ya que las acciones mutuas entre moléculas no s
totalmente despreciables.
Gas Ideal
Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamien
aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo
comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que pue
ser analizada mediante la mecánica estadística.
En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura,
mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gas
tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales comel dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una toleranc
razonable.
Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayor
temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión), ya que el trabajo realizado por l
fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de l
partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vac
entre ellas.
TIPOS DE GASES IDEALES
Existen tres clases básicas de gas ideal:
• El clásico o gas ideal de Maxwell-Boltzmann
• El gas ideal cuántico de Bose, compuesto de bosones
• El gas ideal cuántico de Fermi, compuesto de fermiones
El gas ideal clásico puede ser clasificado en dos tipos: el gas ideal termodinámico clásico y
gas ideal cuántico de Boltzmann. Ambos son esencialmente el mismo, excepto que el gas ide
termodinámico está basado en la mecánica estadística clásica, y ciertos parámetr
termodinámicos tales como la entropía son especificados a menos de una constante aditiva.
gas ideal cuántico de Boltzmann salva esta limitación al tomar el límite del gas cuántico
Bose gas y el gas cuántico de Fermi gas a altas temperaturas para especificar las constant
aditivas. El comportamiento de un gas cuántico de Boltzmann es el mismo que el de un g
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ideal clásico excepto en cuanto a la especificación de estas constantes. Los resultados del g
cuántico de Boltzmann son utilizados en varios casos incluidos la ecuación de Sackur-Tetro
de la entropía de un gas ideal y la ecuación de ionización de Saha para un plasma ioniza
débil.
Las propiedades termodinámicas de un gas ideal pueden ser descritas por dos ecuaciones:
La ecuación de estado de un gas ideal clásico que es la ley de los gases ideales
y la energía interna a volumen constante de un gas ideal que queda determinada por
expresión:
Donde:
• P es la presión
• V es el volumen
• n es la cantidad de sustancia de un gas (en moles)
• R es la constante de los gases (8.314 J·K−1mol-1)
• T es la temperatura absoluta
• U es la energía interna del sistema
La cantidad de gas en J·K−1 es nR=NkB donde
• N es el número de partículas de gas
•
kB es la constante de Boltzmann (1.381×10−23J·K−1).
La distribución de probabilidad de las partículas por velocidad o energía queda determina
por la distribución de Boltzmann.
Gas real
Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas
atracción y repulsión. Solamente a bajas presiones y altas temperaturas las fuerzas
atracción son despreciables y se comportan como gases ideales.
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa
comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales las cuales s
variadas y más complicadas cuanto más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que n
ocuparía más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos / moléculas se establecen un
fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a l
que se llama fuerzas de Van der Waals.
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El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto m
sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad. Así por ejemplo los gas
nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán u
comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular
más liviano, el hidrógeno.
Menos ideales serán los triatómicos como el dióxido de carbono, el caso del vapor de agua
aún peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno lo cureduce aún más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos, el que tendrá un comportamien
más ideal será el metano perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbon
Así es de esperar que el butano tenga un comportamiento más lejano a la idealidad.
También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperatura
Por otra parte la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presion
o altas temperaturas.
Ecuación de Van der Walls para un gas real:
Dónde:
• P: presión
• V: volumen
•
n: número de mol-g• T: temperatura
• a,b: parámetros moleculares de gas real que caracterizan propiedades y estructura de s
moléculas.
Cabe mencionar que a y b son constantes particulares de cada gas, independientes de
presión y temperatura. Por ejemplo para el H2 : a = 0,244 [atm-L2 / mol2] , b = 0,0266 [L
mol]
Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes mencionad
obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución
posiciones de las moléculas que lo componen.
Más exactamente la variable macroscópica V representa el espacio disponible para
movimiento de una molécula. La presión de un gas que puede medirse con manómetr
situados en las paredes del recipiente registra el cambio medido de momento lineal q
experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura d
gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende d
cuadrado de su velocidad.
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Punto critico
Hay un punto, a una temperatura elevada, en que todo gas no puede licuarse por aumento
presión y la agitación molecular provocada por la temperatura es tan elevada que las molécul
no soportan la cohesión del estado líquido. Este punto se denomina punto crítico y
temperatura y presión correspondientes, reciben los nombres de temperatura y presión crítica
Desde el punto de vista de la temperatura, el punto crítico representa la temperatura máxima
la cual un elemento permanece en estado líquido, y la presión crítica, es la presión medida
esta temperatura.
Propiedades de los gases
Los gases tienen 3 propiedades características: son fáciles de comprimir, se expanden has
llenar el contenedor, y ocupan más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman.
COMPRESIBILIDAD
Una combustión interna de un motor provee un buen ejemplo de la facilidad con la cual l
gases pueden ser comprimidos. En un motor de cuatro pistones, el pistón es primero halado d
cilindro para crear un vacío parcial, es luego empujado dentro del cilindro, comprimiendo
mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.
EXPANDIBILIDAD
Cualquiera que haya caminado en una cocina a donde se hornea un pan, ha experimentado
hecho de que los gases se expanden hasta llenar su contenedor, mientras que el aroma del pllena la cocina. Desgraciadamente la misma cosa sucede cuando alguien rompe un hue
podrido y el olor característico del sulfito de hidrógeno (H2S), rápidamente se esparce en
habitación, eso es porque los gases se expanden para llenar su contenedor. Por lo cual es san
asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su contenedor.
Factor de compresibilidad
Es la razón del volumen molar de un gas con relación al volumen molar de un gas ideal a
misma temperatura y presión. Es una propiedad termodinámica útil para modificar la ley de lgases ideales para ajustarse al comportamiento de un gas real.En general, la desviación d
comportamiento ideal se vuelve más significativa entre más cercano esté un gas a un cambio
fase, sea menor la temperatura o más grande la presión. Los valores de factor
compresibilidad son obtenidos usualmente mediante cálculos de las ecuaciones de estado, tal
como la ecuación del virial la cual toma constantes empíricas de compuestos específicos com
datos de entrada. Para un gas que sea una mezcla de dos o más gases puros (aire o gas natur
ejemplo), es requerida una composición del gas para que la compresibilidad sea calculada.
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El factor de compresibilidad es definido como
Donde Vmes el volumen molar, (Vm)gas ideal= RT/p es el volumen molar del correspondiente g
ideal, p es la presión, T es la temperatura, y R es la constante universal de los gases ideale
Para aplicaciones de ingeniería, es expresado frecuentemente como
Dondees la densidad del gas y es la constante de los gases específica, y M
la masa molar.
Para un gas ideal, el factor de compresibilidad es Z=1 por definición. En muchas aplicacion
del mundo real, los requerimientos de precisión demandan que las desviaciones d
comportamiento de un gas, esto es, el comportamiento de un gas real, sean tomadas en cuentEl valor de Z generalmente se incrementan con la presión y decrecen con la temperatura;
altas presiones las moléculas colisionan más a menudo, y esto permite que las fuerz
repulsivas entre las moléculas tengan un efecto notable, volviendo al volumen molar del gas re
más grande que el volumen molar del correspondiente gas ideal , lo q
causa que Z sea mayor a 1. Cuando las presiones son menores, las moléculas son libres
moverse; en este caso, dominan las fuerzas de atracción, haciendo que Z<1. Cuanto m
cercano esté el gas a su punto crítico o su punto de ebullición, Z se desviará más del caso idea
Propiedades PVT: Ley de Boyle
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. EdmeMariotte también llegó a la misma conclusi
que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en much
libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamen
proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a l
paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ella
Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del g
contra las paredes.
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Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor
por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes,
producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
La expresión matemática de esta ley es:
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1
comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces
presión cambiará a P2, y se cumplirá:
Que es otra manera de expresar la ley de Boyle
Ley de charles
En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura
una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura
volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.
Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez
tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número
choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instan
de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplaza
hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,
cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.
(El cociente entre el volumen y la temperatura es constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T
al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonc
la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
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Ley de Gay-Lussac
Esta ley muestra la clara relación entre la presión y la temperatura con el volumen lleva
nombre de quien la enuncio en el año 1800.
La ley expresa que al aumentar la temperatura, las moléculas del gas comienzan a mover
muy rápidamente aumentando su choque contra las paredes del recipiente que lo contiene.
Gay-Lussac descubrió que no importa el momento del proceso el cociente entre la presión y temperatura siempre tenía el mismo valor, o sea es constante.
La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:
P/T = k
Al aumentar la temperatura aumenta la presión y al disminuir la temperatura disminuye
presión.
Ecuación general del estado gaseoso
El volumen ocupado por la unidad de masa de un gas ideal, es directamente proporcional a
temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión que se recibe.
PV =nRT o P1V1/T1=P2V2/ T2
Dónde:
• V = volumen
• n = constante• P = presión
• n no. de moles o gramos
• R =constante
• T = temperatura
R= 0.0821 (lts)(atm)/ °K
mol= 8.31 °J/°K mol