ESTADOS GASEOSO Y LIQUIDO

ESTADOS GASEOSO Y LIQUIDO

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

La materia está constituida por la unión de átomos, moléculas o iones. Las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a estas partículas son los distintos tipos de enlaces.

En función de la intensidad de estas fuerzas la materia se presenta en tres estados de agregación fundamentales: sólido, líquido y gaseoso.

En los sólidos estas fuerzas son lo suficientemente importantes para mantener las partículas vibrando ligeramente alrededor de posiciones fijas. Esto hace que los sólidos tengan forma y volumen propios.

En los sólidos cristalinos las partículas están ordenadas regularmente; en los sólidos amorfos no existe ordenamiento regular.

En el estado líquido las fuerzas de cohesión no son tan intensas y permiten a las partículas que se muevan unas con respecto a otras, pero manteniéndolas cohesionadas. Su forma natural es esférica y sometidos a fuerzas adoptan la del recipiente que los contiene. Son incompresibles, su volumen es constante.

En el estado gaseoso las fuerzas de cohesión son tan débiles que no pueden mantener a las partículas unidas. Esto hace que las partículas de un gas ocupen todo el volumen disponible y que los gases no tengan ni forma ni volumen propios.

CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS GASES IDEALES

Un gas se considera ideal si:

- no hay fuerzas entre sus moléculas

- el volumen ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total ocupado por el gas.

Los gases reales no cumplen ninguna de las dos condiciones anteriores, pero su comportamiento se aproxima al de los gases ideales a altas temperaturas y presiones MUY bajas.

LEYES DE LOS GASES IDEALES - TEORIA CINETICO-MOLECULAR

El estado gaseoso es tratable matemáticamente con una relativa sencillez. A finales del siglo pasado se elaboró la teoría cinético-molecular de los gases ideales que justifica el comportamiento similar de la mayoría de los gases.

Esta teoría se puede resumir en los siguientes puntos:

- Los gases están formados por una enorme cantidad de moléculas MUY separadas entre sí, de manera que el volumen de estas moléculas es despreciable frente al volumen del recipiente que las contiene.

- Las fuerzas de atracción o de repulsión entre las moléculas de un gas ideal se consideran despreciables.

- Las moléculas que forman los gases están en un movimiento continuo y al azar, chocando entre ellas y con las paredes del recipiente. La presión del gas se debe a estos choques con las paredes del recipiente.

- Los choques son elásticos. No hay perdida de energía. La temperatura de un gas aislado no varia.

- La energía cinética media de traslación de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta. El calor es una manifestación externa de este movimiento molecular. A 0º K esta energía cinética es nula.

Con estas condiciones se obtiene la ecuación de los gases perfectos : P . V = n . R. T

P ( presión del gas en Atmosferas ( 1 Atm = 760 mm Hg )

V ( Volumen del gas en litros)

n ( moles del gas en el recipiente)

T ( temperatura del gas en º K ..... ºK = ºC + 273 )

R ( constante de los gases perfectos de valor 0,082 Atm. Litro / (ºK. Mol)

Un gas se dice en Condiciones Normales ( C.N.) cuando su presión es 1 Atm y su temperatura de 0º C ( 273 ºK) . En estas condiciones ( C.N.) : 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros

MEZCLAS DE GASES. PRESION PARCIAL

En una mezcla de gases en un volumen V y a una temperatura T, se define Presión Parcial de un gas a la presión que le correspondería si estuviera dicho gas sólo en el recipiente (mismo volumen) y a la misma temperarura.

Supongamos una mezcla de dos gases ( n1 y n2 cantidades de moles de cada gas) en un volumen V y temperatura T ; si tenemos en cuenta la ecuación de los gases perfectos para la mezcla y para cada uno parcial será:

PT . V = nT . R. T y para los gases parciales: P1 . V = n1 .R.T P2 . V = n2 .R .T

Sumando las parciales de los gases obtenemos: ( P1 + P2 ) . V = ( n1 + n2 ).R .T

De estas expresiones se deducen :

PT = P1 + P2 La presión de la mezcla es la suma de las presiones parciales de los gases

La presión parcial de un gas es igual a la presión total de la mezcla por la fracción molar del parcial

EQUILIBRIO LIQUIDO - VAPOR. PRESION DE VAPOR

Las moléculas de los líquidos próximas a su superficie pueden adquirir energía suficiente para escapar a la fase gaseosa. Este fenómeno se denomina evaporación. La fase líquida sufre una disminución de energía, por lo que se enfría.

Si la evaporación se produce en un recipiente cerrado, algunas moléculas de vapor chocan contra la superficie del líquido y vuelven a la fase líquida: el vapor se condensa.

En un recipiente cerrado la velocidad de evaporación depende de la superficie libre del líquido y de la temperatura (cuanto mayores son, mayor es la velocidad de evaporación). Si la temperatura se mantiene constante la velocidad de evaporación es constante.

La velocidad de condensación depende también de la concentración de las moléculas en fase de vapor. Al principio será nula e irá aumentando a medida que se evaporan moléculas.

Llega un momento en que ambas velocidades se igualan produciéndose un equilibrio dinámico.

La presión del vapor en equilibrio con su líquido a una determinada temperatura se denomina presión de vapor.

La presión de vapor depende únicamente del líquido y de la temperatura.

No siempre se puede llegar a un equilibrio entre un líquido y su vapor. Por ejemplo, el vapor de agua presente en la atmósfera no siempre es el máximo que puede corresponder a cada temperatura.

Se define la humedad absoluta como el número de kilos de vapor de agua contenidos en 1 kg de aire libre de vapor. Y la humedad relativa es la relación entre la cantidad de vapor de agua presente en el aire y la máxima cantidad que puede haber a una determinada temperatura (aire saturado de vapor de agua)

Si el aire se enfría

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