Page 164 - Libro Hipertextos Quimica 1

Los gases

2,0 2.6 Gases reales
1,8
1,6 CH 4 (0 °C)
H (0 °C) Bajo condiciones ordinarias de temperatura y presión, los gases reales
1,4 2
1,2 CH (200 °C) siguen aproximadamente las leyes del gas ideal. Sin embargo, no las cum-
4
PV/RT 1,0 gas ideal plen a bajas temperaturas y/o altas presiones. Tal como puede apreciarse
0,8 en la figura 28, las curvas para los gases reales se desvían considerable-
CO (40 °C)
0,6 2
0,4 mente de las del gas ideal. Existen dos razones para estas desviaciones:
n Fuerzas de atracción intermolecular. La teoría cinética supone que no
0,2
existen fuerzas atractivas entre las moléculas de un gas. Sin embargo,
200 400 600 800
tales fuerzas deben existir puesto que todos los gases pueden licuarse.
Presión (atm)
Figura 28. Curvas que muestran el comportamiento n Volumen molecular. La teoría cinética supone que las moléculas de
real de algunos gases. Observa la notoria desviación
en comparacion con un gas ideal. un gas son puntos en el espacio, con un volumen real no significativo.
Por lo tanto en el cero absoluto, el volumen de un gas ideal es cero,
lo cual no se cumple para gases reales, cuyas moléculas sí tienen vo-
lumen. La desviación es más pronunciada a mayores presiones, pues,
las moléculas están más juntas y su volumen es una fracción mayor
del volumen total. Este factor hace que el valor PV/RT sea mayor que
1. Teniendo en cuenta estos factores en 1873 Johanes van der Waals
modificó la ecuación de estado para un gas ideal:
2
n ? a
P ( ? V nb ) nRT
V 2
Los valores numéricos de las constantes a y b para cada gas se de-
2
terminan experimentalmente. El término n a/V se agrega a P de
2
2
manera que (P 1 n a/V ) representa la presión de un gas ideal, en el
2
cual no hay fuerzas moleculares. La constante b multiplicada por n,
se sustrae del volumen total del gas para compensar por la cantidad
de volumen que no es compresible debido al volumen intrínseco de
EJEMPLOS las moléculas del gas.

Calcula las velocidades de difu- 2.7 Difusión de gases: ley de Graham
sión relativas del amoniaco (NH ) La difusión es el proceso por el cual una sustancia en forma gradual
3
y del ácido clorhídrico (HCl) y uniforme, se dispersa a través de un espacio dado, debido al movi-
cuando pasan a través de un pe- miento de sus moléculas. La difusión de los gases es rápida. Si dos cilin-
queño orificio. dros, cada uno con un gas diferente, se colocan boca a boca, la difusión
Como no conocemos la densidad producirá pronto una mezcla homogénea de los dos gases. Esto sucede
de los gases, debemos realizar el porque tal como lo supone la teoría cinética de los gases en estos no
cálculo empleando las masas mo- existen casi fuerzas de atracción entre las moléculas que los componen.
lares de los mismos. Calculemos La velocidad con las que un gas se difunde no es igual en todos los casos;
pues las masas molares del NH y cuanto más ligeras sean sus moléculas, más veloces serán en su movi-
3
del HCl. miento y, por consiguiente, el gas se difundirá más rápidamente.
Masa molar NH 5 17 g/mol
3 En 1829, Thomas Graham descubrió que los rangos de velocidad a los
Masa molar del HCl 5 36,5 g/mol que los gases diferentes se difunden, bajo condiciones idénticas de T y P,
Aplicando la ley de difusión tene- son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades
mos: o también que el cociente de sus velocidades de difusión es inversamente
proporcional a la raíz cuadrada del cociente de sus masas moleculares. Esta
36,5g/mol
5
V NH3 expresión conocida como la ley de Graham se representa así:
V HCl 17 g/mol
V 1 5 d 2 o V A 5 M B cuando T y P sonconsttantes.
V 5 0,46 veces más que la velo- V 2 d 1 V B M A
NH 3
cidad de difusión del HCl.
siendo V y V las velocidades de difusión de los gases cuyas masas mo-
1
2
leculares respectivas son M y M .
B
A
164 © Santillana

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