QB: Gases

En el estado gaseoso, la vibración de las moléculas es lo suficientemente fuerte como para vencer a las fuerzas intermoleculares. Las moléculas (o átomos, como en el caso de los gases nobles) están completamente sueltas.

Al igual que el estado líquido, el estado gaseoso también se considera un fluido (ya que puede fluir por una tubería).

Las partículas de un gas siguen trayectorias rectas y se mueven a grandes velocidades (entorno a 1000 Km/h). La velocidad aumenta con la temperatura y disminuye con la masa atómica o molecular. Esto hace que los gases tiendan a ocupar el máximo volumen posible, lo que explica lo que pasa si echamos ambientador en una habitación cerrada (al cabo de un tiempo, toda la habitación huele, ya que las partículas del ambientador tienden a ocupar todo el volumen posible, toda la habitación). 

En el caso de estar el gas contenido en un recipiente, las partículas chocan con las paredes del recipiente, generando una presión.

Supongamos que cogemos un émbolo, lleno de un gas. Inicialmente, ocupa un volumen, supongamos 1L. 

¿Qué pasa si aumenta la temperatura? Las partículas vibran más rápidamente, chocan con más fuerza contra el émbolo, haciendo que el émbolo suba, aumentando el volumen.Temperatura y volumen son directamente proporcionales.

¿Qué pasa si aumenta la presión que ejerce el émbolo sobre el gas? Las partículas están más unidas, disminuyendo el volumen. Presión y volumen son inversamente proporcionales.

El aire es una mezcla de gases, con una proporción fija: 78% de N2, 21% de O2 y 0'9% de Ar.

Veremos un resumen de unas cuantas leyes de los gases, con un ejemplo de cada una:

LEY DE AVOGADRO (a P = cte y T = cte)

[1] Tenemos 10 gramos de Ne (0'5 moles) que ocupan un volumen de 0'4 L. Extraemos 2 gramos (0'1 moles). Teniendo en cuenta que no variamos ni la presión ni la temperatura. ¿Cuál es el nuevo volumen?

V1 = 0'4 L
n1 = 0'5 moles
¿V2?
n2 = 0'1 moles

  0'4 L            V2
______   =   ______

0'5 mol       0'1 mol

V2 = 0'08 L (como hemos quitado gas, disminuye el volumen)

LEY DE BOYLE (a T = cte)

[2] A nivel del mar (P = 760 mmHg), un gas ocupa 3L. En lo alto del Mulhacén (P = 513 mmHg), suponiendo la misma temperatura, ¿qué volumen ocupará el gas?

P1 = 760 mmHg
V1 = 3 L
P2 = 513 mmHg
¿V2?

760 mmHg · 3 L = 513 mmHg · V2

V2 = 4'44 L (al haber menos presión externa, el gas se expande más)


LEY DE CHARLES (a P = cte) 

 


[3] En una ciudad, en invierno, hace 13 º C (286 K). Un determinado gas ocupa 5 L. En verano, hace 27 º C (300 K). ¿Cuál es el nuevo volumen?

V1 = 5 L
T1 = 286 K
¿V2?
T2 = 300 K

   5 L               V2
______   =   ______

 286 K          300 K

V2 = 5'24 L (al aumenta la temperatura, el gas se dilata y aumenta el volumen)


LEY DE GAY - LUSSAC (a V = cte)

[4] Una botella puede soportar una presión máxima de 2000 mmHg. A 34 º C (307 K), un gas encerrado en esa botella ejerce una presión de 800 mmHg. La botella se calienta. ¿A qué temperatura explotará?

P1 = 800 mmHg
T1 = 307 K
P2 = 2000 mmHg
¿T2?

800 mmHg         2000 mmHg
__________   =   __________

    307 K                  T2

T2 = 767'5 K (494'5 ºC)

Un proceso a T = cte es isotérmico
Un proceso a P = cte es isobárico
Un proceso a V = cte es isocórico


Vistas quedan. La utilidad práctica de estas leyes es mínima. Solo recomiendo saber aplicarlas y medio entenderlas, nada de fórmulas ni mucho menos enunciados. Ahora bien, con todas estas leyes podemos llegar a la ecuación de estado de los gases ideales, la verdaderamente importante.

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

P · V = n · R · T

Siendo:

P = presión (en atmósferas)
V = volumen (en litros)
n = moles
R = 0'082 (atm · L / mol · K)
T = temperatura (en kelvin)

Pasar de ºC a K:          K = ºC + 273
Pasar de mmHg a atm: atm = mmHg / 760

CONDICIONES NORMALES, P = 1 atm, T = 273 K
CONDICIONES ESTÁNDAR, P = 1 atm, T = 298 K

[5] Tenemos una botella de 5 L de Cl2, a 20 º C y 700 mmHg. ¿Cuántos gramos de Cl2 tenemos?

Lo primero es pasar todo a las unidades de la ecuación:

T = 20 + 273 = 293 K
P = 700/760 = 0'921 atm

Ahora, localizamos la incógnita. ¿Qué tenemos que calcular? La masa de cloro, pero la masa no aparece en la ecuación. Sí aparece moles, y pasar a masa a moles es muy fácil. Luego la incógnita son los moles, n:

0'921 atm   ·   5 L   =   n   ·   0'082   ·   293 K

n = 0'19166 moles

masa = moles · masa molecular = 0'19166 mol · 71 g/mol = 13'6 gramos

[6] Tenemos una botella de 5L de Cl2, en condiciones normales. ¿Cuántos gramos de Cl2 tenemos?

Por definición, sabemos que condiciones normales son:

T = 273 K
P = 1 atm

La incógnita sigue siendo los moles, n:

1 atm   ·   5 L   =   n   ·   0'082   ·   273 K

n = 0'22335 moles

masa = 0'22335 moles · 71 g/mol = 15'85 gramos

[7] Halla la densidad del oxígeno (O2) en condiciones estándar.

Este ejercicio es un poco más complicado que los anteriores. Primero, ¿qué nos piden? La densidad, que se define como:

          m
d   = _____

           v

Podemos despejar el volumen:

          m
v   = _____

           d

Y sustituirlo en la ecuación de los gases ideales:

P · m = n · R · T
     __

      d

Ahora sabemos que:

          m
n   =  ____

          mm → masa molar

Sustituímos en la ecuación:

P · m = m · R · T
    ___  ___

      d    mm 

Quitamos "m":

P = R · T
_     ____

d      mm     

Despejamos la densidad:

       P · mm
d = ________

         R · T

Esta es la fórmula que vamos a utilizar para hallar la densidad. Si nos fijamos, solo depende de la masa atómica o molecular, la presión y la temperatura (R es constante). En este caso:

P = 1 atm
mm =  32 g/mol
T = 298 K
   

       1 atm ·32 g/mol
d = ______________ = 1'31 g/L

          0'082 · 298 K
    


Debemos distinguir gases ideales de gases reales. Al trabajar con gases ideales, despreciamos efectos como el volumen que ocupa las partículas del gas y las repulsiones que puede haber entre estas. Es una simplificación con la que cometemos muy poco error. Trabajamos con gases reales cuando no hacemos esta simplificación. Hasta no llegar a la universidad, esta simplificación es válida. De todas formas, la diferencia se aplicará en un ejercicio.


ALGUNOS EJERCICIOS PARA PRACTICAR

 

QB: Ecuaciones químicas

Una reacción química es el proceso en el que unos reactivos se combinan, cambiando sus estructuras y enlaces para dar unos productos. A la representación de ese cambio se le denomina ecuación química. Por ejemplo:

2A (s)  +   3B (aq)   →   C (g)  +   4D (l)

Esta ecuación química representa una reacción química.

Lo que hay a la izquierda de la flecha son los reactivos.

Lo que hay a la derecha son los productos.

Los números indican cuántas átomos o moléculas se necesitan. También cuántos moles se necesitan.

Lo que hay entre paréntesis indica el estado en el que se encuentra ese reactivo o producto:

(s) = sólido
(l) = líquido
(g) = gaseoso
(aq) = acuoso 

Este último estado a penas lo vamos a ver en Química Básica. Un ejemplo de este sería añadir sal en agua. La sal de disuelve, la sal para a estado acuoso. 

Un ejemplo menos genérico de ecuación química, la que representa a la reacción de combustión del octano (componente principal de la gasolina):

 
¿Qué información nos aporta?

- El octano debe estar líquido (la gasolina es líquida)

- El oxígeno debe estar en estado gas

- Se produce dióxido de carbono gaseoso y agua líquida.

- 1 molécula de octano se une a 25/2 moléculas de oxígeno para dar 8 moléculas de dióxido de carbono y 9 moléculas de agua 

- 1 mol de octano se une a 25/2 moles de oxígeno para dar 8 moles de dióxido de carbono y 9 moles de agua.

En esta caso, para no tener que trabajar con fracciones, podemos multiplicar toda la ecuación por 2, obteniendo una ecuación equivalente:

2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O

A veces, podemos encontrarnos encima de la flecha Δ o "hv". El primer símbolo indica que la reacción necesita un aporte de energía para empezar, el segundo, que necesita luz. Por ejemplo, la ecuación que representa la reacción generaliza de la fotosíntesis:

   

Algo que tenemos que tener en cuenta en una reacción es el Ley de conservación de la materia (o Ley de Lavoisier). La materia no se crea ni se destruye, solo se tranforma:

masa de los reactivos = masa de los productos

Esto no se cumple en reacciones nucleares.

[1] En una reaccion del tipo A + B → C + D, se hacer reaccionar 10 gramos de A y 15 gramos de B, obtenemos 20 de C. ¿Cuántos se obtienen de D?

Aplicamos la Ley de Lavoisier:

 masa de los reactivos = masa de los productos

mA + mB = mC + mD

10g + 15g = 20g +mD

mD = 5 gramos
 

Veamos otro ejemplo de ecuación química:

3H2 + N2 → 2NH3 [reacción de síntesis del amoniaco]

¿Cómo se conserva la materia?

En los reactivos tenemos 6 átomos de hidrógeno y 2 átomos de nitrógeno.

En los productos tenemos 2 átomos de nitrógeno y 6 átomos de hidrógeno.

Se puede decir que en el paso de reactivos a productos, "no se pierde ningún átomo". 

Si no se cumple esto, las reacciones se deben ajustar. El ajuste de reacciones, a este nivel, se puede hacer por dos métodos: tanteo o algebraico. 

[2] Se tiene la reacción H2 + O2 → H2O

(a) ¿Está ajustada?

En los reactivos tenemos 2 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno.

En los productos tenemos 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno.

Luego, no está ajustada.

(b) Ajústala por el método del tanteo

El tanteo es un método difícil, ya que requiere mucha práctica. Este caso es de los fáciles. Del apartado (a) sacamos que nos falta 1 átomo de oxígeno en los reactivos para estar ajustada. ¿Cómo hacemos para tener 2 átomos de oxígeno en los reactivos? Multiplicando por 2 el agua:

H2 + O2 → 2H2O

Ahora tenemos los oxígenos ajustados, pero no los hidrógenos. En los reactivos tenemos 2 hidrógenos, en los productos tenemos 4. ¿Cómo hacemos para poner 2 hidrógenos más en los reactivos? Pues mulltiplicando el H2 por 2:

2H2 + O2 → 2H2O

Listo, ahora sí se cumple la Ley de Lavoisier.

(c) Ajústala por el método algebraico 

Al ser tan fácil en este caso, vamos a buscar un ejemplo más difícil, como este:

FeS2  → Fe3S4 + S2

El primer paso de este método es asignar a cada reactivo y producto una letra, por ejemplo:

A = FeS2
B = Fe3S4
C = S2

Ahora vamos elemento a elemento. En este caso tenemos dos elementos distintos: el hierro y el azufre.


HIERRO 1A = 3B 
AZUFRE 2A = 4B + 2C 


Vamos indicando cuántos átomos de cada elemento hay en cada reactivo o producto. 


Y el siguiente paso es asignar un valor a la letra que queramos, siempre buscando no complicarnos la vida. Por ejemplo, B = 1. 


Luego A = 3B = 3·1 = 3


Despejamos C de la ecuación del azufre, C = (2A - 4B)/2 = A - 2B = 3 - 2·1 = 1


Nos queda, A = 3, B = 1, C = 1. Así que:


3FeS2  → Fe3S4 + S2


Vemos como ahora está ajustada:


REACTIVOS: 3 hierro y 6 azufre
PRODUCTOS: 3 hierro y 6 azufre



ALGUNOS EJERCICIOS PARA PRACTICAR

QB: Estados de agregación de la materia

La materia, en condiciones normales, la podemos encontrar en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. El típico ejemplo, hielo – agua – vapor.

Existen otros estados de la materia, para lo que habría irse a temperaturas muy elevadas (plasma) o a temperaturas muy bajas (condensado de Bose-Einstein).

¿Por qué al calentar hielo pasa agua, y luego a vapor?

Empecemos estudiando que diferencia hay entre hielo, agua y vapor. 

Diferenciaremos entre un estudio macroscópico (lo que podemos ver) y un estudio microscópico (lo que no podemos ver).

A nivel macroscópico son claras, ¿no? El hielo es duro, el agua blanda y el vapor parece casi que no existe.

¿Y a nivel microscópico? Entre las moléculas se establecen fuerzas intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares no son lo mismo que enlaces, los enlaces se dan entre átomos, las fuerzas intermoleculares entre moléculas.

En el hielo, estado sólido, todas las moléculas de H2O están fuertemente unidas por muchas fuerzas intermoleculares. Esto explica por qué el hielo es duro. Las moléculas están "presas" de estas fuerzas.

Al calentar, le damos a las moléculas cada vez más energía. Al tener más energía vibran más, y esas vibraciones (cada vez más fuertes) van rompiendo esas fuerzas intermoleculares, pero no todas. Pasamos al estado líquido. Las moléculas no están tan unidas como en el sólido, pero todavía siguen unidas por algunos lados.

SOLIDIFICACIÓN = Sólido ← Líquido

                                    Sólido → Líquido = FUSIÓN

Si seguimos calentando, la moléculas vibran cada vez más hasta romper todas las fuerzas intermoleculares. Pasamos así al estado gaseoso. Como ninguna molécula está unida a otra, las moléculas son libres de ir a donde quieran (esto no ocurría en el estado líquido). Por eso, el agua de una olla no escapa, y sí escapa el vapor de agua. 

CONDENSACIÓN = Líquido ← Gaseoso

                                     Líquido → Gaseoso = VAPORIZACIÓN

 

Animación para entender los cambios de estados a nivel microscópico.

La temperatura a la que pasamos de líqudo a sólido (o de sólido a líquido) se le conoce como punto de fusión. En el caso del agua, 0º

La temperatura a la que pasamos de gas a líquido (o de líquido o gas) se le conoce como punto de ebullición. En el caso del agua, 100º.

Los valores dependen de la presión atmosférica. A mayor altura, menor presión y menor punto de ebullición. Así, en el Everest (8848 m) el agua hierve a 70ºC. 

Cuando una sustancia se encuentra en estado sólido o líquido, hablamos de fluido, ya que puede fluir por una tubería. 

Variando presión y temperatura, podemos llegar a tener, por ejemplo, oxígeno líquido u oxígeno sólido.

Tratemos ahora un caso curioso como es la sublimación, pasar de sólido a gaseoso sin pasar a líquido. En condiciones normales solo se da en algunas sustancias, como el I2 o la naftalina. Pero realmente, en condiciones extremas de presión y temperatura, se puede dar en cualquier sustancia. El paso de gas a sólido sin pasar por líquido se conoce como sublimación inversa. Puedes ver la sublimación del yodo en este video. 

Para resumir los cambios de estado:

ALGUNOS EJERCICIOS PARA PRACTICAR