UNIDAD 4

GAS IDEAL

Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas y el cual el volumen real de las moléculas es insignificante.

Ley de Boyle – Mariotte

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos 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 inversamente 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.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y 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, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

LEY DE CHARLES I

Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS”, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen también aumenta.  Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por acción del calor se dilata.

LEY DE CHARLES II

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama “volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos 

  

VT= volumen total o final    

∝ = coeficiente dilatación gases= 0,00366 = 1/273

V o = volumen molar = 22,4 litros  

T= temperatura  

  100°C  373 K  H2 = 2 gr

1 atm  0°C    273 K   1 mol de  O2= 32gr

   - 273°C  0 K     Cero absoluto   N2 = 28 gr 

    O2 = 44 gr

VT=Vo (1 +∝T)

LEY DE GAY-LUSSAC

Cuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS”, de manera que si la temperatura aumenta, la presión también aumenta.

LEY COMBINADA

Tomando en cuenta la intervención simultánea de los tres factores físicos: presión, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

ECUACIÓN GENERAL

P = presión

V = volumen

N = número de moles = Pa = (Peso en gramos del gas)

            Ma   (Peso molecular del gas)

T = Temperatura en grados Kelvin

R = Constante universal de los gases = 0.082 at – li

              mol . K

LEY DE DALTON

La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes.

Las soluciones se clasifican:

Saturadas

Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta

Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger.

Sobre-saturadas

•Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente.

•La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto 

Concentraciones

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

SOLUCIÓN NORMAL O NORMALIDAD (SOL. N, N)

Son soluciones que contienen un equivalente químico del soluto en un volumen de 1000ml (1 L)

El equivalente químico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en gramos para la valencia.

Sol. N = Eq en 1000 ml

Eq de H2SO4 = peso molecular        98 gramos

Eq = 98 gr = 49 gr

      2 

SOLUCIÓN MOLAR O MOLARIDAD

Solución molar (Sol. M) es aquella que tiene disuelto una mol del soluto (peso molecular del solvente en gramos) disuelto en un volumen total de 1000 ml

Sol. M = Ma en 1000 ml

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

MOLALIDAD

 La concentración molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se expresa como:

Ejemplo

calcular la concentración molal de una solución que contiene 18 g de NaOH en 100 mL de agua. Puesto que la densidad del agua es 1 g/mL, 100 mL de agua = 100 g de agua:

FRACCIÓN MOLAR

La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

También puede expresarse así:

Donde nsol serían los moles de soluto y ndisol los moles de la solución completa y, todo esto, multiplicado por 100.
La suma de todas las fracciones molares de una mezcla es:

Como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión; cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión.

Además cabe notar que en los gases ideales la variación del volumen  será proporcional para cada uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales.