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UNIVERSIDAD NACIONAL SAN LUIS GONZAGA DE ICA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL

CURSO DE QUIMICA APLICADA

Estado gaseoso -

e

EXPOSITORA

EDITH ISABEL GUERRA LANDA Docente Principal a Dedicación Exclusiva

Introducción

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. 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. Dependiendo de sus contenidos de energía o de las fuerzas que actúan, la materia puede estar en un estado o en otro diferente: se ha hablado durante la historia, de un gas ideal o de un sólido cristalino perfecto, pero ambos son modelos límites ideales y, por tanto, no tienen existencia real. En los gases reales no existe un desorden total y absoluto, aunque sí un desorden más o menos grande. En un gas, las moléculas están en estado de caos y muestran poca respuesta a la gravedad. Se mueven tan rápidamente que se liberan unas de otras. Ocupan entonces un volumen mucho mayor que en los otros estados porque dejan espacios libres intermedios y están enormemente separadas unas de otras. Por eso es tan fácil comprimir un gas, lo que significa, en este caso, disminuir la distancia entre moléculas. El gas carece de forma y de volumen, porque se comprende que donde tenga espacio libre allí irán sus moléculas errantes y el gas se expandirá hasta llenar por completo cualquier recipiente.

ESTADO GASEOSO ¿QUE ES UN GAS? Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven sus moléculas. Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.

Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.

Historia En 1648, el químico Jan Baptist van Helmont, considerado el padre de la química neumática, creó el vocablo gas (durante un tiempo se usó también "estado aeriforme"), a partir del término griego kaos (desorden) para definir las características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos, también llamados fluidos elásticos, fluidos compresibles o aires, y se utiliza para designar uno de los estados de la materia. La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas. La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre sí. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación en el caso de los vapores y licuefacción en el caso de los gases perfectos. La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, la temperatura necesaria es de -183 °C. Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Éstos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones, debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

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). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. En 1648, el químico Jan Baptist van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia. La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas. La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre si. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a una reducción de la temperatura. A este proceso se le denomina condensación. La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno la temperatura necesaria es de -183°C.

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, aparentemente de manera independiente por August Krönig en 1856 1 y Rudolf Clausius en 1857.2 La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de constantes de gases específicas descriptas por Dmitri Mendeleev en 1874.3 4 5 En este siglo, los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

LEY DE BOYLE Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande, es decir aumenta su volumen, siendo ésta la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de un gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico Robert Boyle (1627 - 1697) fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. La ley de Boyle, que resume estas observaciones, establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión: P.V = constante

o

Y se pueden representar gráficamente como:

P=1/V

La forma que más utilizamos para representar la Ley de Boyle corresponde a la primera gráfica, donde se muestra a una rama de una hipérbola equilátera y podemos usar la siguiente expresión para determinar los valores de dos puntos de la gráfica: P1 . V1 = P2 . V2

Recuerda Para que para que se cumpla la Ley de Boyle es importante que permanezcan constantes el número de moles del gas, n, y la temperatura de trabajo, T.

LEY DE CHARLES Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823). La ley de Charles y Gay Lussac se resume en: el volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como:

y gráficamente se representa como:

Debemos tener presente que la temperatura se DEBE expresar en grados Kelvin, K. Para determinar los valores entre dos puntos cualesquiera de la recta podemos usar:

Los procesos que se realizan denominan procesos isobáricos.

a presión

constante se

Análogamente, la presión de una determinada cantidad de gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como:

Los procesos que se producen a volumen constante se denominan procesos isocóricos. Para determinar los valores entre dos estados podemos usar:

LEY DE LOS CAMBIOS TRIPLES Al combinar las leyes mencionadas se obtiene la ley combinada de los gases ideales o ley de los cambios triples, que establece que para una determinada cantidad de gas se cumple:

Para determinar los valores entre dos estados diferentes podemos emplear:

Recuerda:  

En las leyes estudiadas se debe mantener constante el número de moles del gas en estudio. Es necesario trabajar en temperatura absoluta, es decir en grados Kelvin, K. ………….

LEY DE AVOGADRO A medida que agregamos gas a un globo, éste se expande, por lo tanto el volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen fue enunciada por Amadeus Avogadro (1778 - 1850), después de los experimentos realizados años antes por Gay - Lussac. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

Para determinar los valores para dos estados diferentes podemos usar:

También podemos expresarlo en términos de: la presión de un gas mantenido a temperatura y volumen constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

Observación Los experimentos demostraron que a condiciones TPE, 1 mol de una sustancia gaseosa cualquiera, ocupa un volumen de 22,4 L.

Ley general del gas ideal Las leyes que hemos estudiado se cumplen presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que: Propiedades que se mantienen constantes

cuando

se

trabaja

a bajas

Ley

Expresión

moles, n

temperatura, T

Boyle

P.V = constante

moles, n

presión, P

Charles

V / T = constante

presión, P

temperatura, T

Avogadro

V / n = constante

Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales:  PV = nRT Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando, así tenemos:

Valor de R

0,082

8,314

Unidades

Valor de R

Unidades

1,987

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. 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 y compresibilidad 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. 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

ECUACION DE LOS GASES Matemáticamente puede formularse como:

Donde: 

P es la presión



V es el volumen



T es la temperatura absoluta (en kelvin)



K es una constante (con unidades de energía dividida por la temperatura) que dependerá de la cantidad de gas considerado.

Otra forma de expresarlo es la siguiente:

Donde presión, volumen y temperatura se han medido en dos instantes distintos 1 y 2 para un mismo sistema.

Ecuación general de los gases ideales. Partiendo de la ecuación de estado:

Tenemos que:

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, e inversamente proporcional a su temperatura.

Procesos gaseosos particulares. Procesos realizados manteniendo constante un par de sus cuatro variables (n, P , V, T), de forma que queden dos; una libre y otra dependiente. De este modo, la fórmula arriba expuesta para los estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o más parámetros constantes. Según cada caso, reciben los nombres: Ley de Boyle-Mariotte. Artículo principal: Ley de Boyle-Mariotte También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de gas constante, la presión de un gas es inversamente proporcional a su volumen:

Leyes de Charles y Gay-Lussac[editar] En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac. Proceso isobaro (Charles)[editar] Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac

Proceso isocoro ( Gay Lussac)[editar] Artículo principal: Segunda ley de Gay-Lussac

CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES VALOR Incertidumbre estándar Incertidumbre estándar relativa Notación concisa

8.314 472 0.000 015 1.7 × 10–6 8.314 472(15)

J/mol·K J/mol·K J/mol·K

8.314472

J/mol·K kJ/kmol·K Pa·m3/mol·K kPa·m3/kmol·K

8.314×10–5 83.14

bar·m3 /mol·K bar·cm3/mol·K

0.08314

bar·L/mol·K bar·m3/kmol·K atm·cm3 /mol·K atm·L/kmol·K atm·L/mol·K atm·m3/kmol·K

82.057 0.082057

R=

8.314×107

erg/mol·K

0.062361

mmHg·m3/mol·K

62.364 0.08478

mmHg·L/mol·K Torr·L/mol·K (kgf/cm2 )·L/mol·K

1.314

atm·pie3/lbmol·K

0.0007805

HP·h/lbmol·R

0.73024

atm·pie3 /lbmol·R

21.85

plgHg·pie3/lbmol·R

MEZCLA DE GASES Las mezclas de gases son mezclas homogéneas de diferentes gases o vapores. Del gran número de sustancias disponibles resultan unas posibilidades de combinaciones casi ilimitadas. La viabilidad de producir una mezcla de gas, sin embargo, queda limitada por aspectos químicos, físicos y desde el punto de técnica de seguridad. Los componentes de una mezcla pueden ser gases, vapores o líquidos. En el caso de los gases de prueba, se denomina como aditivo la “componente de medición” que determina el fin de aplicación de la mezcla. Como gas portador o gas básico se determina la componente principal de la mezcla.

Mezcla de gases - Ley de Dalton Dalton describió la mezcla de gases perfectos en función de la presión y su composición. Consideremos nA moles de un gas A encerrado en un recipiente de volumen V a la temperatura T. De acuerdo con la ley del gas perfecto, la presión ejercida por ese gas será:

Análogamente, para nB moles de un gas B en las mismas condiciones:

¿Qué sucede cuando en el mismo recipiente, y a la misma temperatura, se mezclan los dos gases? Dalton concluyó, a partir de sus experimentos, que ambos gases actúan independientemente sin afectarse mutuamente. Esto es, cada gas ejercerá la presión PA y PB, de manera que la presión total (PT) del sistema será la suma de ambas presiones:

PT= PA + PB La presión que ejerce cada gas (PA y PB) se denominan presión parcial. Retomando la ecuación anterior, y sustituyendo por las definiciones de PA y PB,

Reordenando:

Donde (nA + nB) representa el número total de moles gaseosos, nT.

La cantidad de materia correspondiente a cada una de las sustancias gaseosas se puede expresar en función de la cantidad total a través de las fracciones molares, x, de acuerdo con: Y De donde es viable demostrar que:

PA= xA.PT

y

PB= xB.PT

Generalizando, para una mezcla de i gases, la presión parcial de cada uno de ellos en la mezcla puede calcularse como:

La ley de Dalton se cumple para aquellos gases que se comportan como gases perfectos. Por lo tanto, a la mezcla de gases se le aplica las mismas restricciones que a ellos: es válida para gases perfectos que forman una mezcla poco densa una vez puestos juntos en un recipiente.

El estudio de las mezclas gaseosas tiene tanta importancia como el de los gases puros. Por ejemplo, el aire seco es una mezcla de 78,1 % (en volumen) de nitrógeno, N2; 20,9 % de oxígeno, O2; y 0,9 % de argón, Ar; el 0,1 % restante es principalmente dióxido de carbono, CO2. Las mezclas de gases son sumamente importantes en la industria, por ejemplo, aquellas en las que se requiere O2 o N2, usan directamente el aire.

 

Debemos introducir algunas definiciones para poder comprender las leyes de los gases que gobiernan las mezclas gaseosas, así tenemos los términos: Presión parcial, p, es la presión que ejerce cada gas dentro de una mezcla gaseosa. Fracción molar, x, de cada componente en la mezcla, es la fracción del número de moles de un determinado componente respecto al número total de moles de todos los componentes de la mezcla.

Analicemos el ejemplo que se muestra en la figura a continuación:   

El primer recipiente, con un volumen V, contiene 3 moléculas del gas A, 3 del gas B y 2 del gas C. Como son gases, se encuentran en una mezcla homogénea. Luego se muestra 3 recipientes del mismo volumen V, conteniendo cada uno, un solo tipo de gas. Cada uno de los recipientes puede ser caracterizado por su presión, P, el número de moles, n, y el volumen, V, siendo éste constante en los 4 casos.

V

nT

PT

PTV = nTRT

V

nA

pA

pAV = nART

V

nB p B

pBV = nBRT

V

nC p C

pCV = nCRT

Para el caso analizado podemos concluir que: PTotal = pA + pB + pC nTotal = nA + nB + nC

LEY DE DALTON La ley de Dalton expresa que: "A temperatura constante, la presión total ejercida por una mezcla de gases en un volumen definido, es igual a la suma de las presiones que cada uno de los gases podría ejercer si estuviera solo". PT = P1 + P2 + P3 Siendo P1, P2, P3,…, las presiones parciales de cada uno de los gases que componen la Mezcla y PT, la presión total de la mezcla Se entiende como presión parcial la que Ejerce un gas, individualmente, a la misma temperatura y volumen de la mezcla.

Ejercicio Un litro de oxígeno contenido en un recipiente ejerce una presión de 60 mm de Hg y un litro de hidrógeno contenido en otro recipiente ejerce una presión de 30 mm de Hg, a la misma temperatura anterior. (a) ¿Cuál es la presión total si se mezclan en un recipiente con un volumen total de un litro?, (b) ¿Cuál es el porcentaje en volumen del oxígeno?

Aplicando la Ley de Dalton

(a) Presión total: PT = PO + PH = 60 mm de Hg + 30 mm de Hg = 90 mm de Hg

LEY DE LOS VOLÚMENES PARCIALES DE AMAGAT La ley de Amagat expresa que: "En una mezcla cualquiera de gases, el volumen total es igual a la suma de los volúmenes parciales de los constituyentes de la mezcla". Por volumen parcial de un gas se entiende el que ocuparía un gas si estuviese solo a una temperatura dada y a la presión total de la mezcla. VT = V1 + V2 + V3 Mediante un razonamiento similar al seguido con la Ley de Dalton, se puede demostrar otra expresión matemática correspondiente a la Ley de Amagat, que es: V1 = x1VT o "El volumen parcial de un gas en una mezcla es igual al producto de su fracción molar multiplicada por el volumen total de la mezcla" Se deduce de las leyes de Dalton y Amagat que el concepto de fracción molar, para una mezcla de gases es exactamente igual a la fracción de presiones o a la fracción de volúmenes.

LEY DE BOYLE-M ARIOTTE En 1660 Robert Boyle encontró una relación inversa entre la presión y el volumen de un gas cuando su temperatura se mantiene constante La expresión matemática de la ley de Boyle indica que el producto de la presión de un gas por su volumen es constante: PV= K P1V1= P2V2 Como muestra la figura 1, Cuando se somete un gas a una presión de 4 atmósferas el volumen del gas disminuye. Por lo tanto, A mayor presión menor volumen

Figura 1. Gas sometido a presión de 4 atmosferas.

En la figura 2, se observa que cuando se disminuye la presión a 1 atmósfera, el volumen aumenta, debido a que los gases son compresibles. Por lo tanto A menor presión Mayor volumen.

Figura 2. Gas sometido a presión de 1 atmósfera

Ejercicio 1. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y una presión de 30 kPa, hasta un volumen de 500 mL. ¿Qué presión en atmósferas hay que aplicar? P1= 30 kPa (1 atm / 101.3kPa) = 0.3 atm 500 mL= 0.5L.

P1V1= P2V2 P1= 0.3 atm V1= 10 L V2= 0.50 L Despejamos P2 y sustituímos. P2= P1 (V1/V2) P2= 0.3 atm (10L / 0.50L)= 6 atm

MEZCLA DE GASES: Una mezcla de dos o más gases de una composición química fija se llama “mezcla de gases no reactiva”. Existen dos maneras de especificar la composición de una mezcla de gases, dependiendo del análisis que se utilice para medir las proporciones, y son las siguientes: - Fracción Molar (Yi): Se define como la relación entre el número de moles del componente entre el número de moles de la mezcla; en este caso nos estamos basando en un análisis molar, pues como ya se mencionó lo que se está midiendo es el número de moles. La ecuación correspondiente sería: 𝑦𝑖 =

𝑁𝑖 𝑁𝑚

⇒

∑𝑛𝑖=1 𝑦𝑖 = 1

Donde: 𝑁𝑚 = 𝑁1 + 𝑁2 + ⋯ 𝑁𝑚 = ∑𝑛𝑖=1 𝑁𝑖

Esta ecuación nos indica, que al igual que la masa de varios componentes se pueden sumar, el número de moles también para obtener el número de moles totales de la mezcla. Además es obvio, recordar que al sumar las fracciones molares, el resultado debe igualarse a la unidad. -

Fracción de masa (𝑓𝑚𝑖 ): Se define como la relación entre la masa del componente entre la masa total de la mezcla; en este caso nos estamos

basando en un análisis gravimétrico, donde la variable a medir en este caso es la masa. La ecuación correspondiente sería:

𝑓𝑚𝑖 =

𝑚𝑖 𝑚𝑚

⇒

∑𝑛𝑖=1 1

Donde: 𝑚𝑚 = 𝑚1 + 𝑚2 + ⋯ 𝑚𝑛 = ⇒ ∑𝑛𝑖=1 𝑚𝑖

Recordando que:

m=NxM

Siendo M= Masa molar aparente, también conocida como peso molecular, y está tabulada para los gases comunes. Si tenemos como dato la masa y el número de moles, también se puede determinar, por un simple despeje. Así pues, las unidades correspondientes para el peso molecular serían: Kg/Kmol (sistema internacional)

o

Lbm/Lbmol

(sistema inglés)

Esta ecuación es aplicable, tanto para un componente como para la mezcla, es decir: 𝑚𝑖 = 𝑁𝑖 𝑥 𝑀𝑖

O

𝑚𝑚 = 𝑁𝑚 𝑥 𝑀𝑚

Por consiguiente, tendríamos la siguiente relación: 𝑛

𝑚𝑚 ∑ 𝑚𝑖 ∑ 𝑁𝑖 𝑀𝑖 𝑀𝑚 = = = = ∑ 𝑦𝑖 𝑀𝑖 𝑁𝑚 𝑁𝑚 𝑁𝑚 𝑖=1

Cabe destacar entonces, que el peso molecular de la mezcla, no es una propiedad aditiva, pues depende también de las fracciones molares de cada componente.

Peso Molecular Promedio

Si deseamos calcular el peso molecular de una mezcla de gases debemos considerar que como todos los gases ideales se comportan de la misma manera, el volumen que va a ocupar cualquier gas en las mismas condiciones de Presión y Temperatura depende solamente del número de moles, o lo que es lo mismo del número de moléculas. Si se tiene una mezcla de gas A y gas B, no importa de qué gas sean las moléculas, solamente importa el número total de ellas. 

Forma de cálculo:

Una forma de calcular el peso molecular de una mezcla gaseosa es UTILIZAR EL CONCEPTO DE PESO MOLECULAR PROMEDIO DE GASES, para lo cual solo requerimos dos cosas: el peso molecular de cada gas que integra la mezcla y la fracción mol de cada uno. (La fracción mol es la relación entre los moles de un gas con respecto a los moles totales de mezcla)

AIRE Se denomina aire a la mezcla homogénea de gases que constituye

la atmósfera

terrestre,

que

permanecen

alrededor del planeta Tierra por acción de la fuerza de gravedad. El aire es esencial para la vida en el planeta y transparente en distancias cortas y medias. Es

una

combinación

ligeramente

de

gases

en

variables,

proporciones compuesto

por nitrógeno (78 %), oxígeno (21 %),y otras sustancias (1 %),

como ozono, dióxido

de

carbono, hidrógeno y gases nobles (como kriptón y argón).

Propiedades del aire

Según la altitud, la temperatura y la composición del aire, la atmósfera terrestre se divide en cuatro

capas: troposfera, estratosfera

,mesosfera y termosfera. A mayor altitud disminuyen la presión y el peso del aire. Las porciones más importantes para el análisis de la contaminación atmosférica son las dos capas cercanas a la Tierra: la troposfera y la estratosfera. El aire de la troposfera interviene en la respiración. Por volumen está compuesto, aproximadamente, por 78,08 % de nitrógeno (N2), 20,94 % de oxígeno (O2), 0,035 % de dióxido de carbono (CO2) y 0,93 % de gases inertes, como argón y neón. En esta capa, de 7 km de altura en los polos y 16 km en los trópicos, se encuentran las nubes y casi todo el vapor de agua. En ella se generan todos los fenómenos atmosféricos

que

originan

el clima.

Más

arriba,

aproximadamente a 25 kilómetros de altura, en la estratosfera, se encuentra la capa de ozono, que protege a la Tierra de los rayos ultravioleta (UV). En relación con esto vale la pena recordar que, en términos generales, un contaminante es una substancia que está «fuera de lugar», y que un buen ejemplo de ello puede ser el caso del ozono (O3). Cuando este gas se encuentra en el aire que se respira, es decir bajo los 25 kilómetros de altura habituales, es contaminante y constituye un poderoso antiséptico que ejerce un efecto

dañino para la salud, por lo cual en esas circunstancias se le conoce como ozono troposférico u ozono malo. Sin embargo, el mismo gas, cuando está en la estratosfera, forma la capa que protege de los rayos ultravioleta del Sol a todos los seres vivientes (vida) de la Tierra, por lo cual se le identifica como ozono bueno.

COMPOSICIÓN DEL AIRE El aire está compuesto principalmente por nitrógeno, oxígeno y argón. El resto de los componentes, entre los cuales se encuentran los gases de efecto invernadero, son vapor de agua, dióxido de carbono, metano, óxido nitroso, ozono, entre otros.2 En pequeñas cantidades pueden existir sustancias de otro tipo: polvo, polen, esporas y ceniza volcánica. También son detectables gases vertidos a la atmósfera en calidad de contaminantes, como cloro y sus compuestos, flúor, mercurio y compuestos de azufre.

PROBLEMAS Y EJERCICIOS

1:- Un balón de gas contiene hidrogeno a 27 ºC, cuya presión es de 1800 mmHg, si su presión aumenta en un 30% determine la nueva temperatura del gas en ºC

2 : se tiene un gas nitrógeno cuyo volumen es de 3 litros su temperatura es de 27 ºC y su presión de 624 mmHg -¿Cuántos gramos de gas nitrógeno existe? -¿Cuántos átomos de nitrógeno existe?