Ejercicios de la ley de los gases ideales

• Ejercicio 1: calcular el volumen de 6,4 moles de un gas a 210ºC sometido a 3 atmósferas de presión. Solución:

• Estamos relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuaciónP · V = n · R · T 
• Pasamos la temperatura a Kelvin: 210ºC = (210 + 273) ºK = 483ºK
• V = n · R · T / P = 6,4 moles · 0,0821 · 483ºK / 3 atm. = 84,56 litros

• Ejercicio 2: calcular el número de moles de un gas que tiene un volumen de 350 ml a 2,3 atmósferas de presión y 100ºC. Solución:

• Estamos relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuaciónP · V = n · R · T 
• Pasamos la temperatura a Kelvin: 100ºC = (100+ 273) ºK = 373ºK
• n = (P · V) / (R · T) = (2,3 atm. · 0,35 l.) / (0,0821 · 373ºK) = 0,0263 moles

Ecuacion general de los gases ideales

Ecuación general de los gases ideales. Partiendo de la ecuación de estado: ... Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

Formulas de los gases ideales

• Ley de Avogadro:  V₁ / n₁ = V₂ / n₂

• Ley de  Boyle:  P₁ · V₁ = P₂ · V₂

• Ley de Gay - Lussac:  P₁ / T₁ = P₂ / T₂

• Ley de Charles: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• Ley de los Gases Ideales: P · V = n · R · T

• Ley  General de los Gases: P₁·V₁ / T₁ = P₂·V₂ / T₂

• Ley de  Graham: v₁ / v₂ = (M₂ / M₁)^-1/2

• Ley de  Dalton: P_Total = p₁+p₂+...+p_n

• Ley de  Henry: p = k_H · c

 

 

Conclusion de los gases ideales

La ley de Boyle establece que el volumen de una determinada cantidad de gas ideal, cuando la temperatura y cantidad de sustancia se mantiene constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce sobre el gas.

La ley de Charles establece que a presión constante y cuando la cantidad de sustancia es constante, el volumen de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta.

La ley de Gay-Lussac relaciona la variación de la presión con la temperatura cuando se mantienen constantes el volumen y la cantidad de sustancia.

Introduccion de los gases ideales

Los gases son moléculas o átomos que se mueven constantemente. Entre sus características, podemos destacar el volumen variable, difusibilidad y compresibilidad.

El estudio del comportamiento de los gases resultó en una relación entre las variables: temperatura, presión, volumen y número de moles del gas. Esa relación matemática se la conoce como la Ley de los Gases Ideales. La mayoría de los gases reales se comporta de acuerdo con esta ley. Solo en pocas situaciones, como cerca de una transición de fase o temperaturas muy bajas, esta ley no se cumple.

La ley de los gases ideales permite determinar el valor de una de las variables de estado de un gas si se conocen las otras tres. Así, cuando el número de moles de un gas permanece constante, la Ley de los Gases Ideales es expresada por la siguiente ecuación:

P.V=n.R.T

Donde P es la presión; V es el volumen; n es el número de moles, R es la constante de los gases y T es la temperatura. Un gas se dice ideal cuando cumple la Ley de los Gases Ideales. Esta ley es la combinación de las Leyes de Boyle, de Charles y de la Ley de Gay-Lussac y Avogadro.

Caracteristicas de los gases ideales

 

Está compuesto por partículas puntiformes, o sea, de tamaño despreciable. De esta manera, estas no pueden realizar movimientos de rotación.

La fuerza de interacción eléctrica entre las partículas debe ser nula, o sea, deben estar bien alejadas para que no haya fuerza eléctrica.

Hay interacción solo durante las colisiones, que son perfectamente elásticas; y luego de esta colisión entre dos partículas, no hay pérdida de energía en forma de calor.

Volumen: el volumen de los gases no es fijo porque es siempre igual al volumen del recipiente que los contiene, es decir, el volumen de los gases es variable, adaptándose a la forma del recipiente que los contiene.

Masa: todos los gases poseen masa.

Temperatura: está relacionada con la energía cinética promedio de las partículas. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía cinética y mayor es la expansión del gas, y viceversa.

Dilatación y compresión: con el aumento de la temperatura y/o disminución de la presión, el gas se dilata (se expande). Por otro lado, con un disminución de la temperatura y/o aumento de la presión, este sufre una contracción (se comprime).

Fuerzas sobre las paredes del recipiente: las partículas de los gases que están moviéndose chocan contra las paredes del recipiente que los contiene, ejerciendo una presión. Estos choques ocurren de forma perfectamente elástica, lo que significa que no hay variación de energía mecánica total, siempre y cuando el gas esté en equilibrio con el medio externo, o sea, la temperatura del gas y la del medio externo no pueden ser diferentes.

Un aumento en la temperatura hace que las partículas se muevan con mayor velocidad, lo que resulta también en un aumento de la presión ejercida por el gas. Cuando las partículas chocan, también ocurre de forma elástica, sin pérdida de energía cinética entre ellas.

Difusión: las partículas de los gases se difunden en otros gases, o sea, se esparcen, se mueven espontáneamente en otros medios gaseosos.

Densidad: los gases presentan baja densidad porque, en comparación con los líquidos y sólidos, la misma masa ocupa un volumen mucho mayor.

Fuerzas de atracción intermolecular: el gas ideal no interactúa con otros gases. Es importante recordar que este es el comportamiento de los gases ideales, y no de los gases reales.

Por ejemplo, los gases reales interactúan unos con otros. A pesar de eso, los gases reales en determinadas condiciones (bajas presiones y altas temperaturas) poseen un comportamiento muy próximo al ideal.

Mezclas de gases

Entre los estados bajo los cuales puede aparecer la materia, los gases son probablemente el estado que admite con mayor facilidad la mezcla entre diferentes sustancias.

Prácticamente se pueden combinar todos los gases ilimitadamente, claro que condicionado por algunos aspectos químicos, físicos y fundamentalmente relacionados con la seguridad del usuario que los manipula. Al igual que los diferentes tipos de mezclas que se establecen entre las sustancias, las mezclas de gases también cuentan con propiedades que le son únicas.

El estudio de las mezclas gaseosas suele ser tan útil como el de los gases en su estado puro: el mismo conocimiento sobre el aire que está presente en la atmósfera sería imposible si no fuera por el conocimiento sobre proporciones y comportamientos de gases unidos.

De esta manera, es imprescindible conocer algunas características de las mezclas de los gases como es la propiedad de la presión parcial (aquella que ejerce cada uno de los gases dentro de la mezcla) y la de la fracción molar (relación entre el número de moles del componente con el del total de la mezcla). Los moles expresan la proporción y la cantidad de gas que hay en la sustancia.

La Ley de Dalton es la que afirma que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de los gases individuales que participan en ella: esto está sujeto, claro, a que los gases no reaccionen entre sí. Es de recordar que la presión parcial se entiende aquí como la que ejercería cada uno de los gases si se encontrase solo en el mismo recipiente y bajo las mismas condiciones de temperatura.

El corolario de ambas ecuaciones es que conociendo la proporción entre las presión parcial y la total (la fracción molar del gas) se puede determinar la presión parcial, un dato habitualmente difícil de encontrar pero muy útil.

Uno de los elementos centrales en las mezclas es el de la concentración, que puede expresarse en diferentes unidades. En este sentido, es lo más habitual utilizar la cantidad de sustancia en ppm (partes por millón), ya que esta unidad es independiente de presión y temperatura. En caso contrario, suelen utilizarse las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), que dan por estado normal a los 0 grados Celsius de temperatura, y los 1013 hectopascales de presión.

En algunos casos, la utilización de las combinaciones de gases exige un nivel pretendido de concentración, pero observa que fácticamente se produce otro real: en este orden de cosas, pasa a ser muy importante el nivel de tolerancia que hay respecto de la concentración teórica pretendida. Habitualmente oscila el 5%, pero cambia según el contenido, tipo y número de componentes.

Ver además: Mezclas de gases con sólidos

Ejemplos de mezclas de gases

La siguiente lista contiene mezclas de gases, explicitando los elementos que aparecen en la mezcla:

1. Aire (mezcla de 21% de oxígeno y 79% de nitrógeno, más otros gases en pequeñas proporciones)
2. Cronigón (mezcla de 99% argón y 1% oxígeno)
3. Trimix (mezcla de oxígeno y helio, con una proporción de un 1/5)
4. Desodorante en aerosol
5. Mezcla de neón, argón y xenón
6. Mezcla de 85% metano, 9% etano, 4% propona y 2% butano.
7. Hexafluoruro de azufre y aire
8. Insecticida en aerosol
9. Aire y helio
10. Nitrox (mezcla de aire, enriquecido en oxígeno)

Gas Ideal y gas real

Gases

La química es la ciencia que estudia la composición y las transformaciones que le pueden ocurrir a la materia, en cualquiera de sus formas. Una de las áreas más importantes de estudio en la química es la de los gases, pues es necesario llevar a cabo un análisis del comportamiento de estos en la Tierra.

Los gases, como se pretende en toda la disciplina, deberían ser explicados por medio de ecuaciones y otros elementos matemáticos y estadísticos, que de todos modos son diferentes según el tipo de gas y las condiciones de su alrededor. Por la complejidad de esos cálculos es que el químico Jan van Helmont (el mismo que acuñó el concepto de gas) elaboró una famosa Ley, que generaliza una tendencia al comportamiento de los gases, en su relación entre energía cinética y temperatura.

La Ley de van Helmont, en su versión más sencilla, indica que a temperatura constante el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce: P*V = k constante. Sin embargo, como cualquier aporte científico debe poder cotejarse y garantizarse su fiabilidad, lo que se vio que no ocurría en todos los casos.

La conclusión a la que se llegó es que no es que la Ley estaba equivocada, sino que solo funcionaba para un gas teórico, una suposición de gas en el que las moléculas no colapsan entre ellas, siempre tiene un mismo número de moléculas que ocupan el mismo volumen a las mismas condiciones de presión y temperatura, y no tiene fuerzas de atracción o repulsión.

Ejemplos de Gas Ideal

El gas ideal, pese a no representar un gas que realmente existe, es una herramienta para facilitar una gran cantidad de cálculos matemáticos.

La ecuación general de los gases ideales, además, resulta de la combinación de otras dos leyes fundamentales para la química, que también toma el supuesto de que los gases cumplen con las características de los gases ideales. La Ley de Boyle – Mariotte relaciona el volumen y la presión de una cantidad de gas a temperatura constante, viendo que son inversamente proporcionales. La Ley de Charles – Gay Lussac relaciona el volumen y la temperatura, viendo que son directamente proporcionales con presión constante.

No es posible elaborar una lista concreta de gases ideales, pues como se dijo se trata de un único gas hipotético. Si se puede enumerar un conjunto de gases (entre ellos los gases nobles) cuyo tratamiento puede ser idéntico al de los gases ideales, porque las características son similares, siempre y cuando las condiciones de presión y temperatura sean las normales.

1. Nitrógeno
2. Oxígeno
3. Hidrógeno
4. Dióxido de carbono
5. Helio
6. Neón
7. Argón
8. Kriptón
9. Xenón
10. Radón

Ejemplos de Gases Reales

Los gases reales son, en oposición a los ideales, aquellos que tienen un comportamiento termodinámico y por eso no siguen la misma ecuación de estado que los gases ideales. En alta presión y baja temperatura, los gases inevitablemente deben considerarse como reales. En ese caso se dice que el gas está a una condición de alta densidad.

La diferencia sustancial entre el gas ideal y el gas real es que este último no puede ser comprimido en forma indefinida, sino que su capacidad de compresión es relativa a los niveles de presión y temperatura.

Los gases reales también tienen una ecuación de estado que describe su comportamiento, que es la aportada por Van der Waals en 1873. La ecuación tiene una factibilidad bastante alta en condiciones de baja presión, y modifica en cierta medida la ecuación de los gases ideales: P*V = n * R * T, siendo n el número de moles del gas, y R una constante llamada ‘constante de los gases’.

Los gases que no se comportan en forma parecida a los gases ideales son los llamados gases reales. La siguiente lista expone algunos ejemplos de esos gases, aunque también se pueden agregar los que ya han sido enumerados como gases ideales, pero esta vez en un contexto de alta presión y/o baja temperatura.

1. Amoníaco
2. Metano
3. Etano
4. Eteno
5. Propano
6. Butano
7. Pentano
8. Benceno

¿Para Qué Sirve un gas Ideal?

Los gases ideales son gases perfectos que obedecen las leyes de los gases ideales tales como: ley de Boyle, ley de charles gay Lussac, ley de Avogadro , en las cuales de acuerdo a estas ecuaciones y leyes se puede predecir las propiedades y estados físico-químicos que ocurren al cambiar de un estado a otro, por ejemplo en la expansión de un gas en un procesos isotérmico ( temperatura constante ) con estas leyes se puede predecir la presión final de este gas, así como su volumen o temperatura , sabiendo las propiedades iniciales de este gas , sirve mucho en lo que es la termodinámica en la cual al hervir el agua se transforma en gas ( vapor ) y esto al pasar por turbinas genera trabajo ( energía eléctrica o mecánica ) , estos gases son muy importantes los ideales por que dan una noción para poder manejar y utilizar adecuadamente los gases reales, saludos espero te sirva.

¿Bajo qué Condiciones Un Gas Real Seria Ideal?

Se introdujo la idea de "gas ideal" como aquel capaz de cumplir las leyes de los gases. Posteriormente, se desarrollo una teoría denominada Teoría cinético-molecular de los gases, que estableció un modelo molecular para un gas "ideal". Es decir, esta teoría propuso ciertas características que debería cumplir a nivel molecular un gas ideal.
Un gas real, presenta obviamente desviaciones a ese comportamiento. Sin embargo, existen condiciones en las cuales algunos de los postulados del modelo se acercan bastante a la realidad. De esta manera, si el gas está en condiciones de presiones bajas y temperaturas elevadas (ambas permiten volúmenes grandes para el gas) permitirá que los gases reales se comporten como ideales. Estas condiciones (presiones bajas y temperaturas altas) no tienen indicados valores numéricos; para cada gas existirá un rango de presiones y temperaturas en las cuales se comportara como gas ideal y esto depende de la magnitud de las fuerzas de atracción entre sus moléculas y del tamaño de estas.

 

Comportamiento de los gases

COMPORTAMIENTO DE LOS GASES

*Para el comportamiento térmico de las partículas de la metería existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material.

*Un gas esta constituido por moléculas de igual tamaño y masa.

*Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula.

*Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre si o contar las paredes del recipiente que las contiene

*Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven.

 

 

Clases de ley

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión:

V=KP.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta.

+PRESION=-VOLUMEN

PRESION=+VOLUMEN

Formula:

V1.P1=V2.P2

LEY DE CHARLES

A una presión dada, el volumen ocupado por un fas es directamente proporcional a su temperatura.

Formulas:

V1=V2 V1=T1

T1 T2 V2 T2

LEY DE GAY-LUSSAC

La presión de un gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura

Formula:

P1xV1=P2xV2

T1 T2

LEY DE LOS GASES IDEALES

Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente es llamada ley general de los gases

Formula:

P.V=N.R.T