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Leyes de los gases, Herrera Torres Gladys - 22490449
Leyva Morales Paola…
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Leyes de los gases
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Gas ideal
Gas real
Propiedades críticas
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Conjunto de condiciones físicas de presión, temperatura y volumen a las cuales la densidad y otras propiedades del líquido y gas se vuelven idénticas.
Características
- Es un punto a una presión y temperatura dada donde físicamente no puede diferenciarse si se trata de gas o líquido
- Estas propiedades críticas son únicas (una sola presión, una sola temperatura)para una sustancia dada y se requiere para la determinación de otras propiedades de la sustancia.
- Las propiedades críticas est4n sujetas a variaciones por presencia de contaminantes
- Si la temperatura del gas está sobre la temperatura crítica, el gas no se puede condensar, sin importar la presión aplicada.
- Los gases no se pueden licuefacer a temperaturas por encima de la temperatura crítica porque en este punto las características de los gases y de los líquidos son las misma.
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Posee un comportamiento termodinámico y que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales. Los gases se consideran como reales a presión elevada y poca temperatura.
Características
- No puede ser comprimido en forma indefinida sino que su capacidad de compresión es relativa a los niveles de presión y temperatura.
- Se han desarrollado distintas ecuaciones para explicar el comportamiento de los gases reales.
Una de las más importantes es la aportada por Van der Waals en 1873, la que debe ser aplicada en condiciones de alta presión.
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El gas ideal está contemplado como parte del grupo de los gases teóricos por componerse de partículas puntuales que se mueven de modo aleatorio y que no interactúan entre sí.
Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, presión, volumen y temperatura se describe perfectamente con la ecuación del gas ideal.
Características
- El término R de la ecuación del gas ideal se denomina constante de los gases.
- El
valor y las unidades de R dependen de las unidades de P, V, n y T.
- La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta.
- La cantidad de gas, n, normal-
mente se expresa en moles.
- Las unidades preferidas para la presión y el volumen suelen ser atm y litros, respectivamente.
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Los gases que se comportan exactamente obedeciendo esas leyes se llaman:
gases ideales o gases perfectos.
La mayor parte de los gases no responde exactamente como indican las leyes, porque éstas no tienen en cuenta las fuerzas entre las moléculas de los gases.
Sin embargo, las leyes de los gases son un buen punto de partida para predecir el comportamiento de una cantidad fija de un gas, comenzando con las condiciones iniciales y examinando las condiciones finales después de un cambio en una variable.
Ley de Boyle
La ley de Boyle describe los efectos del volumen y la presión, con la temperatura constante. Esta ley establece que el
volumen de un gas varía en proporción inversa con la presión a una temperatura constante.
(PV)inicial = (PV) final, o bien P1V1 = P2V2
- La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus moléculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.
- La rapidez de colisión, o el número de colisiones moleculares con las paredes, por segundo, es proporcional a la densidad numérica (es decir, el número de moléculas por unidad de volumen) del gas.
- Al disminuir el volumen de cierta cantidad de gas aumenta su densidad numérica y, por tanto, su rapidez
de colisión.
Por esta causa, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen
que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presión aumenta y viceversa.
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Ley de Charles
La ley de Charles describe los efectos del volumen y la temperatura cuando la presión se mantiene constante.
constante. Esta ley
establece que el volumen de un gas varía en proporción directa con la temperatura en escala Kelvin (temperatura
absoluta).
- Puesto que la energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra, al elevar la temperatura aumenta la energía cinética promedio.
- Por consiguiente, las moléculas chocarán más a menudo contra las paredes del recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, aumentando entonces la presión.
- El volumen del gas se expandirá hasta que la presión del
gas esté equilibrada por la presión externa constante
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Ley de Gay-Lussac
Establece:
La relación de los volúmenes de gases consumidos o producidos en una reacción química es igual a la relación de números enteros simples, cuando la temperatura y la presión son constantes.
La ley de Gay-Lussac describe los efectos de la presión y la temperatura, manteniendo constante el volumen.
Esta ley
establece que la presión de un gas varía en proporción directa con la temperatura absoluta.
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Ley de Avogadro
La relación cantidad-volumen
Avogadro: el volumen de un gas mantenido mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas.
V = constante * n
Cuando dos gases reaccionan entre sí, sí, los volúmenes
que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla entre sí.
Si el producto es
un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos mediante una relación sencilla
Se ha demostrado que la presión de un gas es directamente proporcional a la densidad y a la temperatura del gas.
Como la masa del gas es directamente proporcional al número de moles (n) del gas, la densidad se expresa como n/V.
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Ley de Dalton
La ley de Dalton establece que la suma de las presiones de los gases en una mezcla es igual a la presión total ejercida, manteniendo constantes el volumen y la temperatura (P total = P1 + P2 + P3 + ···).
La presión de cada gas es la presión
parcial de ese gas.
Como con las demás leyes de los gases, gases, ésta sólo se cumple para los gases ideales
Si las moléculas no se atraen o repelen entre
sí entonces la presión ejercida por un tipo de molécula no se afectará por
la presencia de otro gas. Como consecuencia, la presión total estará dada por la suma de
las presiones individuales de los gases.
Establece
que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.
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