Trabajo Práctico
Tema:
“Los Gases”
Gas: sustancia en uno de los tres
estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el
gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de
comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que
forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el
recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los
líquidos y sólidos.
Ley de
los gases ideales
La teoría atómica de la materia
define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas
tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de
libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico.
Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está
restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio,
un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven
aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo
contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas
que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas
variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).
La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura
constante es inversamente proporcional a la presión. La ley de Charles y
Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente
proporcional a la temperatura absoluta. La combinación de estas dos leyes
proporciona la ley de los gases ideales pV = nRT (n
es el número de moles), también llamada ecuación de estado del gas ideal. La
constante de la derecha, R, es una constante universal cuyo
descubrimiento fue una piedra angular de la ciencia moderna.
Teoría
cinética de los gases
Con la llegada de la teoría atómica
de la materia, las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron una base
microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de
posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable
macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una
molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en
las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan
las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura
del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo
que depende del cuadrado de su velocidad. La reducción de las variables
macroscópicas a variables mecánicas como la posición, velocidad, momento lineal
o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las
leyes de la mecánica de Newton, debería de proporcionar todas las leyes
empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.
La teoría física que relaciona las
propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de
los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas
ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras
propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las
velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad
térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.
Ecuación de van der Waals
La ecuación de estado del gas ideal
no es del todo correcta: los gases reales no se comportan exactamente así. En
algunos casos, la desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal
nunca podría convertirse en líquido o sólido por mucho que se enfriara o
comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de la ley de los gases
ideales, pV = nRT. Una de ellas, muy
conocida y particularmente útil, es la ecuación de estado de van der Waals (p + a/v2)(v - b) = RT, donde v = V/n, y a
y b
son parámetros ajustables determinados a partir de medidas experimentales en
gases reales. Son parámetros de la sustancia y no constantes universales,
puesto que sus valores varían de un gas a otro.
La ecuación de van der Waals también
tiene una interpretación microscópica. Las moléculas interaccionan entre sí. La
interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace ligeramente atractiva a
distancias intermedias y desaparece a distancias más grandes. La ley de los
gases ideales debe corregirse para considerar las fuerzas atractivas y
repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas tiene el efecto de
excluir a las moléculas vecinas de una cierta zona alrededor de cada molécula.
Así, una parte del espacio total deja de estar disponible para las moléculas en
su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario restar
este volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente; de ahí el
término (v - b).
Transiciones de fase
A
temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular se hace menor) y
presiones altas o volúmenes reducidos (que disminuyen el espacio entre las
moléculas), las moléculas de un gas pasan a ser influidas por la fuerza de
atracción de las otras moléculas. Bajo determinadas condiciones críticas, todo
el sistema entra en un estado ligado de alta densidad y adquiere una superficie
límite. Esto implica la entrada en el estado líquido. El proceso se conoce como
transición de fase o cambio de estado. La ecuación de van der Waals permite
estas transiciones de fase, y también describe una región de coexistencia entre
ambas fases que termina en un punto crítico, por encima del cual no existen
diferencias físicas entre los estados gaseoso y líquido. Estos fenómenos
coinciden con las observaciones experimentales. En la práctica se emplean
ecuaciones más complejas que la ecuación de van der Waals.
La mejor comprensión de las
propiedades de los gases a lo largo del último siglo ha llevado a la
explotación a gran escala de los principios de la física, química e ingeniería
en aplicaciones industriales y de consumo.
Monografías
