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Seminario Nº 5 – Estado Gaseoso

Estados de Agregación de la Materia

La materia se presenta en diferentes estados o formas de agregación: sólido, líquido, gaseoso, plasmático, Condensado de Bose-Einstein y Condensado de Fermi

Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso:

El Estado Sólido

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.

En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.

Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.

Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas.

 

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El Estado Líquido  

Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.

Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez (capacidad de los líquidos y los gases para moverse progresivamente hacia un lugar o pasar a través de orificios pequeños, debida a la capacidad de las partículas para desplazarse) o la viscosidad (propiedad de los líquidos que indica la dificultad con que éstos fluyen. Un líquido es más viscoso cuanto menor es su fluidez. La viscosidad es debida a fuerzas e interacciones entre las partículas (rozamiento de las partículas) que limitan su movilidad). En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

El Estado Gaseoso

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.

 

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En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.

Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad (Se llama expansión de un gas al aumento de la distancia entre sus partículas para ocupar un volumen mayor) y compresibilidad (Se llama compresión de un gas a la disminución de la distancia entre sus partículas para ocupar un volumen menor) que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.

GAS COMPRESIÓN EXPANSIÓN

Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.

El Estado Plasmático  

El plasma, por su parte, se produce a partir de un gas al que se calienta hasta una temperatura tan elevada que, tanto sus átomos como sus moléculas, pierden sus electrones y se convierten en iones. En el plasma, la concentración de partículas positivas y negativas es casi idéntica y ello lo hace eléctricamente neutro.  

 

 

 

 

 

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Propiedades 1. Los tubos fluorescentes contienen plasma en su interior (vapor de

mercurio). 2. Al aumentar la distancia entre las partículas cargadas del plasma, las

fuerzas de Coulomb existentes disminuyen. 3. A medida que aumenta el grado de ionización del plasma, su

conductividad aumenta. 4. El plasma se encuentra en la ionósfera (100 a 300 Km sobre la superficie

de la Tierra). Aquí la radiación solar puede arrancar los electrones de los átomos que forman al aire. A ese plasma se le debe la formación de auroras boreales.

5. Es el estado que más abunda en el universo (99% es plasma). Así tenemos el sol, cuya enorme bola turbulenta de plasma está formado en un 98% de iones atómicos ligeros de hidrógeno y helio, y cuya temperatura varía entre 15 x 106 K en el centro y 6 x 106 K en la zona externa (corona)

Aplicaciones 1. Se utiliza en láseres de gas o generadores cuánticos de luz 2. El plasmatrón permite obtener chorros potentes de plasma y nos facilita

en soldar, cortar metales, perforar pozos.

El Estado Condensado de Bose-Einstein  

Es un estado de agregación de la materia que se consigue a temperaturas cercanas al cero absoluto.

Fue predicha en 1924 por Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, y fue obtenido en 1995 por los físicos Eric Cornell, Carlo Wieman y Wolfgang Ketterle los que compartieron el premio Nobel de física de 2001. Características

1. Los átomos se encuentran todos en el mismo lugar, formando un superátomo.

2. Este estado, se da en ciertos materiales a muy bajas temperaturas. 3. Propiedad que la caracteriza, es que una cantidad microscópica de las

partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental.

4. El condensado es una propiedad cuántica que no tiene análogo clásico. 5. Por el principio de exclusión de Pauli, sólo las partículas bosónicas pueden

tener este estado de agregación.

 

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Aplicaciones  

1. Aplicaciones en la electrónica y en el desarrollo de relojes atómicos preciosos (chips atómicos)

2. Algunas aplicaciones de los chips atómicos lo encontramos en dispositivos portátiles de precisión atómica para comunicaciones inalámbricas seguras, navegación GPS precisa, etc.

El Estado Condensado de Fermi  

Este es el más nuevo de los estados de agregación, ya que la materia se encuentra a =° K o "cero absoluto", esto solo se ha podido originar en laboratorios, ya que en el universo aún no se sabe a ciencia cierta si se encuentran en este estado o en el de Cubo Cuántico.

Propiedades1. Partículas sin energía 2. Completa súper fluidez y superconductividad 3. Adquiere propiedades onda-partícula 4. Hasta ahora solo es posible en los laboratorios

 

Cambios de Estado

Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.

Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.

Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina

 

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punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.

 

En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus posiciones. A medida que calentamos el agua, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa, pero conservan sus posiciones.

Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las partículas es lo suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer las fuerzas de atracción del estado sólido y abandonan las posiciones fijas que ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco. Durante todo el proceso de fusión del hielo la temperatura se mantiene constante.

En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con libertad y de forma desordenada. A medida que calentamos el líquido, las partículas se mueven más rápido y la temperatura aumenta. En la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de partículas que se escapan es mayor, es decir, el líquido se evapora más rápidamente.

Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la velocidad con que se mueven las partículas es tan alta que el proceso de vaporización, además de darse en la superficie, se produce en cualquier punto del interior, formándose las típicas burbujas de vapor de agua, que suben a la superficie. En este punto la energía comunicada por la llama se invierte en lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no cambia (100ºC).

En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto la temperatura sube.

 

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Leyes de los Gases

Las variaciones que pueden experimentar el volumen (V) de una muestra de aire, por efecto de los cambios de presión (P) y temperatura (T), siguen el mismo patrón de comportamiento que todos los demás gases. Estos comportamientos se describen a través de las Leyes de los Gases.

Variables de Estado  

Temperatura Según la teoría cinética molecular, la temperatura es una medida de la energía cinética media de las moléculas que constituyen un sistema. Hay varias escalas para medir la temperatura, las más conocidas son las escalas: Celcius (°C), Kelvin (K) y Fahrenheit (°F)

 

En los cálculos que vamos a realizar de leyes de los gases, expresaremos la temperatura en K

Presión En física se le llama presión a una fuerza que se ejerce sobre una superficie. Según la teoría cinética la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.

Existen distintas unidades para medir presión como: atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascal (Pa), kilo pascal (Kpa), bar, Torriceli (Torr). Durante nuestro curso usaremos la presión en atmósferas (atm) y milímetros de mercurio (mmHg).

 

T (K) = T (°C) + 273

T (°F) = T (°C) x 1.8 + 32

1 atm = 760 mmHg 1 atm = 101325 Pa

1 atm = 101.325 Kpa

 

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Volumen El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas. Hay varias unidades para medir el volumen. Nosotros utilizaremos litros (L) y mililitros (mL).

1 L = 1000 mL Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.

Cantidad del Gas

La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol. Un mol es un número de moléculas igual al llamado número de Avogadro:

1 mol = 6.022 x 1023 moléculas

Ahora procederemos a explicar cada una de las leyes de los gases

Ley de Avogadro  

La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos.

Y sugirió la hipótesis:

Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

Matemáticamente la ley se expresa de la siguiente forma:

 

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Ley de Boyle  

La Ley de Boyle-Mariotte, o Ley de Boyle, formulada independientemente por el físico y químico irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico francés Edme Mariotte (1676), es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que:

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante.

O en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

Matemáticamente se puede expresar así:

Ley de Charles

La Ley de Charles, es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

Esta ley puede expresarse como sigue:

 

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Ley de Gay-Lussac  

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura, las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Joseph Louis  Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante. Esta ley puede expresarse como sigue:

Ley de los Gases Ideales  

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

Donde: P = Presión V = Volumen n = Moles de Gas T= Temperatura absoluta R= Constante universal de los gases ideales (tiene un valor de 0.082

atm∙L/K∙mol)

Ley Generalizada  

Partiendo de la ecuación de estado:

 

 

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Si tenemos dos condiciones distintas tendremos entonces que:

y

Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2: 

 

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, es inversamente proporcional a su temperatura.

 

Formas Alternativas para la Ecuación de los Gases  

Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):

 

Y sustituyendo n en la ecuación de los gases ideales, obtenemos:

 

Donde:

 

Esta forma de la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión, la densidad ρ = m/V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la

cantidad del gas considerado.