GASES IDEALES
Se denomina gas a un estado de agregación de la materia en el cual las fuerzas
interatómicas o intermoleculares de una sustancia son tan pequeñas que no
adopta ni forma ni volumen fijo, tendiendo a expandirse todo lo posible para
ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene.
Los gases ideales son gases hipotéticos, los cuales se suponen compuestos por partículas que no interaccionan
entre sí y que no ocupan ningún volumen. La aproximación de gas ideal se cumple
satisfactoriamente en aquellos gases que se encuentran a baja presión y a una
temperatura no demasiado baja.
Un gas es una sustancia que cumple con las condiciones siguientes:
· Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene
· Está formado por un gran número de moléculas
· Estas moléculas se mueven individualmente al azar en todas direcciones
· La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
Para definir un patrón de gas que sirva para establecer reglas de
comportamiento se crea el concepto de gas ideal, este gas ideal cumple las
condiciones siguientes:
· Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.
· Está formado por moléculas.
· Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones.
· La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
· Los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay
pérdidas de energía).
· Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero).
Los gases reales, siempre que no estén sometidos a condiciones extremas
de presión y temperatura, cumplirán muy aproximadamente las reglas establecidas
para los gases ideales.
El estado de un gas queda determinado por 3 variables: Presión (P), Volumen (V) y Temperatura (T). Existe una ecuación de
estado que expresa la relación que existe entre estas magnitudes en los gases
ideales, y describe satisfactoriamente el comportamiento de los gases en
condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Es la ecuación de estado
de los gases ideales:
P·V = n·R·T
donde n es el número de moles del gas y R es la constante universal de
los gases: 0.082 atm·litros/(k·mol).
Ley de
Boyle-Mariotte
“A temperatura constante, los
volúmenes de una masa gaseosa son inversamente proporcionales a las presiones
que soporta”
Ley de Charles y Gay-Lussac
“a presión
constante, los volúmenes de una masa de gas son directamente proporcionales a
las respectivas temperaturas absolutas”
Gay-Lussac
obtuvo experimentalmente:
o:
Ley de Avogadro
“Volúmenes
iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas"
La cantidad
de material se describe en función del número de moles. Esta unidad de materia
se corresponde a un número de partículas dado por la constante de Avogadro
N = 6.022 x 1023 mol-1
Simbólicamente
la Ley de Avogadro se describe como:
V ∝ n
De acuerdo
con la Ley de Avogadro, el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es el
mismo a una temperatura y presión fijas. Cuando T = 0°C y P = 1 atm, este
volumen es de 22.4 L. Las condiciones antes mencionadas, T = 0°C y P = 1 atm,
se denominan condiciones estándar, y se representa como PTE (presión y temperatura
estándar).
El volumen de
1 mol de gas se representa como el volumen molar (Vm). Por lo tanto, la Ley de
Avogadro se representa por la siguiente igualdad:
Vm = 22.4 lts a PTE
Si
denominamos n al número de moles de un cierto gas, entonces el volumen ocupado
por esta cantidad será:
V = n.Vm
Al igual que
con las otras leyes, la Ley de Avogadro sólo se cumple para un gas poco denso
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