conceptos gases

7/25/2019 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



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.



• 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



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.



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.



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.



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.



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:



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

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