Propiedades De Los Gases

El Gas Ideal

Resulta conveniente considerar un gas como un conjunto de moléculas en movimiento aleatorio continuo, con velocidades medias que se incrementan cuando la temperatura se eleva.

Los estados de los gases

El estado físico de la muestra de una sustancia, se halla definida por sus propiedades físicas. El estado de un gas puro esta especificado por su volumen (V), cantidad de sustancia (n), presión (p) y temperatura (T).

Sin embargo se ha establecido que es suficiente especificar solo tres de estas variables, porque la cuarta variable queda determinada. En otras palabras, cada sustancia queda descrita por una ecuación de estado. La forma de esta ecuación es:

p=F(T,V,n)

Esta ecuación dice que, si se conocen los valores de T, V y n para una sustancia particular, el valor de la presión esta determinado.

Presión: Se define como la fuerza dividida por el área a la cual la fuerza es aplicada. Cuanto mayor es la fuerza que actúa sobre una determinada área, mayor es la presión.

Medida de la presión: La presión ejercida por la atmosfera se mide con el barómetro. Mientras que la presión de una muestra de gas dentro de un recipiente se mide por medio de manómetros.

Temperatura: Es la propiedad que indica la dirección del flujo de energía a través de una pared rígida, térmicamente conductora. Si la energía fluye de A a B cuando están en contacto, decimos que A tiene mayor temperatura que B. Sera útil distinguir entre dos tipos de límites que pueden separar los objetos.

El límite diatérmico, que es térmicamente conductor y el límite adiabático que es un aislante térmico.

La temperatura es una propiedad que indica si dos objetos en contacto a través de un límite diatérmico pueden estar en “equilibrio térmico”. Hay equilibrio térmico si no ocurre cambio de estado alguno cuando dos objetos A y B están en contacto. La observación de halla resumida en la ley cero de la termodinámica:

Si A se halla en equilibrio térmico con B, y B en equilibrio con C, luego C se halla también en equilibrio con A.

La ley cero justifica el uso del termómetro como dispositivo para medir la temperatura.

Las leyes de los Gases

Esta ecuación fue establecida por combinación de una serie de leyes empíricas:

Ley del Gas Ideal: Esta ley establece que la constante de proporcionalidad es la misma para todos los gases, se denota R y se denomina la constante los gases. La expresión resultante es la ecuación del gas ideal:

p=n.R.T

Un gas que obedece esta ecuación en forma exacta bajo todas las condiciones es llamado gas ideal. Un gas real se comporta de manera más parecida a un gas ideal cuanto más baja es la presión.

La ecuación del gas ideal es de gran importancia en química física porque de ella derivan múltiples relaciones que se aplican en toda la termodinámica. Es también de considerable utilidad práctica para calcular las propiedades de un gas bajo una variabilidad de condiciones.

Entre otras aplicaciones, la ecuación del gas ideal puede utilizarse para analizar procesos en la atmosfera que originan las variaciones climáticas.

Impacto en las Ciencias Medioambientales

Las Leyes de los gases y el clima

La muestra más grande de gas fácilmente accesible es la atmosfera, una mezcla de gases de diferentes componentes. La composición se mantiene moderadamente constante por los vientos, particularmente las turbulencias locales llamadas remolinos, pero la presión y temperatura varían con la altitud y con las condiciones locales, particularmente en la troposfera.

Las variaciones locales de la presión, temperatura y composición en la troposfera se manifiestan como tiempo atmosférico. Una pequeña región del aire es llamada un “paquete”. Primero, notamos que un paquete de aire caliente es menos denso que el mismo paquete frio. Cuando el paquete se eleva, se expande adiabáticamente, de modo que se enfría. El aire frio puede absorber menores concentraciones de vapor de agua que el aire caliente, por eso la humedad contenida en el aire frio forma nubes.

El movimiento del aire en las capas superiores puede llevar a la acumulación en algunas regiones y la pérdida de moléculas en otras regiones. En el primer caso el resultado es alta presión y en el segundo la de regiones de baja presión.

El aire perdido de regiones de alta presión es restablecido mediante una corriente de aire que converge en la región y desciende. El aire descendente se asocia con cielos claros; también, al descender, se calienta por compresión, de modo que las regiones de alta presión se relacionan con elevadas temperaturas de superficie.

Mezclas de Gases

Cuando se trabaja con mezclas de gases, por lo general se necesita conocer la contribución que cada componente hace a la presión total de la muestra. La presión parcial, pj, de un gas J en una mezcla se define como:

pj=xj.P

Donde xj es la fracción molar del componente J, la cantidad de J expresada como una fracción de la cantidad total de moléculas n, en la muestra.

Esta relación es verdadera para gases tanto reales como ideales.

Cuando todos los gases son ideales, la presión parcial es también la presión que cada gas ejercería si ocupara el solo el mismo recipiente a la misma temperatura. Este último es el significado original de “presión parcial”. Este significado fue la base de la formulación original de la ley de Dalton.

Gases Reales

Los gases reales no obedecen exactamente la ley del gas ideal, en especial cuando el gas se halla en el punto de condensación a líquido.

Interacciones Moleculares

Los gases reales muestran desviaciones de la ley del gas ideal porque las moléculas interactúan unas con otras. Las fuerzas repulsivas entre moléculas intervienen en las expansiones y las atractivas en las compresiones.

Las fuerzas repulsivas son significativas solo cuando las moléculas están casi en contacto.

Debido a que son

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