|
VARGAS, Ángel Maximiliano Gases
En gases las fuerzas entre los átomos y
moléculas no tiene efectos apreciables, y éstas, que están muy separadas, se
mueven con estera libertad unas respecto de las otras. El resultado de estas
condiciones es que los gases carecen de forma y adoptan las del recipiente
que los contiene, si bien, a diferencia de los líquidos, tienden a llenar por
completo el espacio del que disponen. En el caso de los gases las variaciones
que sufren vienen caracterizadas por su presión, volumen y temperatura,
siendo así que la ecuación que define su estado ( considerándolos ideales) es
la denominada ecuación de estados, que relaciona dichas magnitudes mediante
la llamada constante de los gases, “k”, del modo siguiente: Teoría Cinética La descripción del estado
de los gaseoso y de las transformaciones que experimentan los gases se
realiza mediante la denominada Teoría Cinética de los gases y se basa en las
llamadas leyes de los gases. La teoría cinética de los gases se fundamenta en
la concepción de que éstos están compuestos por átomos o moléculas que se
mueven con gran rapidez y en direcciones al azar. Cada una de dichas
partículas posee una energía cinética (de aquí el nombre de la teoría) que
depende de su temperatura. Además se considera que tales partículas
experimentan choque perfectamente elásticos, es decir, que cuando colacionan
entre sí conservan sus velocidades (si bien cambian sus direcciones), y el
choque no supone una perdida de energía. Además, dicha teoría supone que el
volumen ocupado por las partículas, comparado con el que ocupa el gas del que
forman parte, es despreciable, además de considerar que la atracción mutua
entre ellas es asimismo nula. Finalmente, el tiempo que media entre las
coaliciones se considera tan grande que el que supone una coalición se admite
como despreciable. Los choque de un los átomos y moléculas de un gas son
únicamente uno de los tipos de choques existentes en los gases, ya que
también chocan con las paredes del recipiente que los contiene, ejerciendo
una fuerza contra ellas que es una función de propio choque contra la pared
(es decir, de la energía cinética que anima a la partícula). Los choques, al
ser perfectamente elásticos, no suponen perdida de energía cinética para las
partículas, si bien es evidente que cambian la dirección de la velocidad. Por
lo tanto, la presión ejercida sobre la paredes del recipiente es fuerza media
por unidad de superficie. ************************************************************************************** Leyes de los gases La descripción del
comportamiento de los gases en función de su presión, volumen y temperatura
obedece a la llamadas leyes de los gases, que confirman que dichas magnitudes
están relacionadas entre sí y que coinciden con los resultados de la teoría
cinética de los gases. Ø Consideramos primero la relación que existe entre el
volumen y la presión de un gas. Dicha relación se expresa mediante la ley de
Boye y Mariotte, que afirma que para una temperatura constante, la presión
ejercida por una masa de gas sobre las paredes del recipiente que la contiene
es inversamente proporcional que dicho gas ocupa. La ley se expresa como: è o
sea que à P×V = k (para una temperatura determinada, o sea que estamos
hablando de un proceso isotermo), donde P es la presión y V representa el
volumen. Desde el punto de vista de la teoría cinética de los gases, esta ley
es correcta, ya que al reducirse el volumen que ocupa un gas, a temperatura
constante los átomos o moléculas que lo componen deben chocar con mayor
frecuencia con las paredes, por lo que debe aumentar la presión. Ø La relación entre el volumen y la
temperatura viene dada por la llamada ley de Charles, que afirma que para que
una presión se mantenga constante, existe una proporcionalidad entre el
volumen que ocupa un gas y su temperatura, es decir: à donde V es el volumen
y T la temperatura. Otro enfoque que le podemos dar es que, un gas mantenido
en un recipiente a presión constante, varia su volumen al ser calentado o
enfriado según una relación directamente proporcional: Desde el punto de
vista de la teoría cinética de los gases la ley también es aceptable, ya que
el aumento de la temperatura hace que aumente la energía de los átomos o
moléculas. Dicho aumento debe traducirse en una mayor velocidad (y por lo
tanto choques más frecuentes) y choques más fuertes con las paredes del
recipiente o sea un aumento de la presión. Por lo tanto si se desea que la
presión permanezca constante es necesario que aumente el volumen. Ø Finalmente tenemos una ley que se deduce
a partir de las dos anteriores y que relaciona la presión del gas con su
temperatura cuando el volumen permanece constante; es decir, plantea: donde P
es la presión y V el volumen del gas, esta relación se la conoce como Ley de
Gay Lussac que dice que si el volumen permanece constante, las presiones de
una masa de gas son directamente proporcionales a sus temperaturas absolutas.
En símbolos: è ***************************************************************************
Las tres leyes anteriores pueden reunirse
en una sola para dar finalmente la Ecuación General de los Gases; que es la
que se usa en la practica para resolver casi todos los problemas. Donde los
términos de la ecuación representan dos estados diferentes de una misma masa
de gas. Sin embargo, las leyes que hemos visto son
validas únicamente para los denominados Gases ideales, es decir aquellos que
cumplen en toda circunstancia las hipótesis que establece la teoría cinética
de los gases. Esto no es el caso de los gases reales. Dichos gases tienen un
comportamiento que divergen en cierta medida del descripto por las leyes
enunciadas, lo que hace que estas sean validas únicamente para valores
moderados de las presiones y las temperaturas. cuando las presiones son muy
altas, la proximidad entre las moléculas que forman los gases es grande, por
lo que la suposición de que no ejercen atracción mutua entre ellas pierde
todo su valor. Sucede lo mismo con la suposición de que los volúmenes de las
moléculas son despreciables, por lo que cabe tenerlos en cuenta. La atracción
que sufren recibe el nombre de fuerzas de Van der Waals, por lo que el
comportamiento del gas se describe en estas circunstancia mediante la llamada
ecuación de Van der Waals: Donde tanto a como b son magnitudes de corrección
que tienen en cuenta la atracción mutua entre las moléculas del gas, así como
el volumen propio de éstas. Asimismo, para temperaturas muy bajas la perdida
de energía cinética de las moléculas hace que las fuerzas de Van der Waals
jueguen un papel muy importante. Aportado por la MISIÓN SALESIANA. Ushuaia - Argentina. |