Química General, 2000 - Victor Manuel Ramírez

QUÍMICA GENERAL
Un gas compuesto de puntos con masa no existe realmente. Este gas imaginario,
compuesto de moléculas con masa, pero sin volumen y sin atracción recíproca se
llama un gas ideal.
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. La cantidad de partículas gaseosas en un volumen de gas depende de la
presión y de la temperatura del gas. Por tanto, cuando hablamos de cantidades de
gas, es necesario especificar, no sólo el volumen, sino también la presión y la temperatura.
Los científicos estalecieron 0 °C y 1 atmósfera como las condiciones estándar
o normales de temperatura y presión (TPN) para comparar volúmenes de gases.
Gas real
De acuerdo con la teoría cinético-molecular, las moléculas gaseosas no tienen volumen
y no se atraen entre sí. Estas suposiciones son ciertas sólo para los gases
ideales. Sin embargo, no todos los gases se comportan idealmente; éstos se llaman
gases reales y a presiones bajas las moléculas se comportan en una forma parecida
a la de las moléculas de los gases ideales.
A presiones bajas, las moléculas de los gases ideales y de los gases reales están
muy separadas. El volumen ocupado por las moléculas es pequeño si se compara
con el volumen total del gas. La mayor parte del volumen total es espacio vacío. Al
aumentar la presión, se obliga a las moléculas gaseosas a estar más cerca unas de
otras. Las moléculas del gas ideal aún se mantienen relativamente separadas, pero
las del gas real empiezan a ocupar una porción significativa del volumen total. Un
aumento aún mayor en la presión no siempre causa la disminución esperada en el
volumen. Si se logra que las moléculas vayan más despacio, se sentirá el efecto de
las fuerzas de Van der Waals.
Para la mayoría de los gases comunes, las leyes de los gases ideales son exactas a 1%
a temperaturas y presiones normales del laboratorio. Por conveniencia, suponemos
que estos gases tienen propiedades de gases ideales. En general, mientras más baja
la temperatura crítica de un gas, mejor obedece éste las leyes de los gases ideales.
De acuerdo con la tabla 12.1, el gas helio (He) es el que más se acerca a este comportamiento:
Tabla 2.1 Temperaturas críticas*
Gas
Tc (K)
He 5.19
H 2 33.2
N 2 126.0
O 2 154.2
CO 2 304.4
SO 2 430.6
H 2 O 647.3
* La temperatura crítica es la temperatura sobre la cual, sin impor-
tar la presión aplicada, un gas no se licúa.
Los gases reales tienen una propiedad que depende de las fuerzas de atracción que
hay entre las moléculas. Si un gas altamente comprimido escapa a través de una
pequeña abertura, disminuye su temperatura. Este fenómeno se conoce como
, en reconocimiento a los dos científicos que hicieron las primeras
investigaciones acerca de este tema. Para expandirse, las moléculas de un gas deben
hacer algún trabajo para sobreponer las fuerzas de atracción que existen entre
ellas. La energía utilizada para hacer este trabajo proviene de su energía cinética.
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