GASES

Los gases son un estado de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que genera que no tengan volumen ni forma definida, lo cual genera que los gases se expandan y generen un volumen de acuerdo al sistema que lo contiene; de igual manera, teniendo en cuenta que los gases son moléculas expandidas y con una minia fuera de atracción, genera que la fuerza gravitacional y de atracción entre partículas, resultan muy insignificantes; por lo cual, en un principio fue muy difícil su estudio.

Sin embargo, la termodinámica mediante el estudio de la presión, la temperatura y el volumen de los gases ha podido estudiar y clasificar los gases en dos grandes grupos los cuales se clasificación como gases ideales y gases reales.

Gas Real

Son todos los gases que existen en nuestro universo, cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas de atracción y repulsión. Solamente a bajas presiones y altas temperaturas las fuerzas de atracción son despreciables y se comportan como gases ideales, los principales gases reales son: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparía más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos o moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.

Teoría de Van der Waals.

El comportamiento de los gases reales usualmente coincide con las predicciones de la ecuación de los gases ideales con una desviación de aproximadamente ± 5% a temperatura y presión normal. No obstante a bajas temperaturas o altas presiones, los gases reales se desvían significativamente del comportamiento de gas ideal. En 1873, mientras buscaba una forma de relacionar el comportamiento de líquidos y gases, el físico holandés Johannes D. van der Waals desarrollo una explicación para estas desviaciones y una ecuación capaz de ajustarse al comportamiento de los gases reales en un más amplio intervalo de presiones.

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 sus moléculas. Por ejemplo para el H2: a = 0,244 [atm-L2 / mol2] , b = 0,0266 [L / mol]

GAS IDEAL

Para definir un gas ideal debemos tener en cuenta que el volumen que ocupan las moléculas se considera despreciable a las fuerzas eléctricas entre las moléculas también se consideran despreciables, la interacción entre las moléculas se reduce solo a los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay pérdidas de energía). De acuerdo a lo anterior, se generó una formula general para los gases. PV = nRT; sin embargo para llegar a esta fórmula hubieron varios aporte muy importantes los cuales mencionaremos a continuación.

Ley de Boyle: establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente. Esto quiere decir que si el volumen del contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y, viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta.

Ley de Charles: establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta, asumiendo que la presión de mantiene constante. Esto quiere decir que en un recipiente flexible que se mantiene a presión constante, el aumento de temperatura conlleva un aumento del volumen.

Ley de Dalton: establece que en una mezcla de gases cada gas ejerce su presión como si los restantes gases no estuvieran presentes. La presión específica de un determinado gas en una mezcla se llama presión parcial, p. La presión total de la mezcla se calcula simplemente sumando las presiones parciales de todos los gases que la componen.

Ley de Gay-Lussac: En 1802, Joseph Gay-Lussac publicó los resultados de sus experimentos que, ahora conocemos como Ley de Gay-Lussac. Esta ley establece, que, a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura kelvin. (2)

En base a lo

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