Gas

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Nota de desambiguación.svg Desambiguación : si está buscando otros significados, consulte Gas (desambiguación) .
Representación de un sistema de gas según la teoría cinética de los gases.

Un gas es un aeriforme cuya temperatura es superior a la temperatura crítica ; en consecuencia, los gases no se pueden licuar sin antes enfriarlos, a diferencia de los vapores . Un gas es un fluido que no tiene volumen propio (tiende a ocupar todo el volumen a su disposición) y que es fácilmente comprimible. [1]

En el uso común, el término gas a menudo indica el estado de la materia gaseosa . El ejemplo más inmediato de gas lo constituye el aire , en el que los gases más abundantes son el nitrógeno y el oxígeno . Muchos gases son incoloros incluso si recordamos entre las excepciones el cloro (verde pajizo claro), el yodo (violeta) y el dióxido de nitrógeno (este último un compuesto de color marrón). [2]

Además, los gases tienen una importancia económica fundamental en la industria: como ejemplos están el oxígeno, utilizado en la industria del acero para oxidar las impurezas del hierro en la producción de acero , y el nitrógeno para la producción de amoníaco . [3]

Descripción

Formalmente, un gas es un aeriforme cuya temperatura es superior a la temperatura crítica ; Se dice que los gases a una temperatura inferior a ésta están en estado de vapor . Un gas no es condensable, es decir, no se puede llevar a un estado líquido comprimiéndolo a una temperatura constante. Por el contrario, un vapor se vuelve líquido cuando se comprime lo suficiente a una temperatura constante. Tanto en el lenguaje común como en el técnico, cuando no es necesario distinguir entre los estados de gas y vapor, se utiliza gas como sinónimo de aeriforme . [4]

Los gases representan el estado de la materia en el que las fuerzas interatómicas e intermoleculares entre las partículas individuales de una sustancia son tan pequeñas que ya no existe una cohesión efectiva entre ellas. Los átomos o moléculas del gas pueden moverse libremente, cada uno asumiendo una cierta velocidad: las partículas atómicas o moleculares del gas, por lo tanto, interactúan chocando continuamente entre sí. Por esta razón, un gas no tiene un volumen definido sino que tiende a ocupar todo el espacio disponible y toma la forma del recipiente que lo contiene llenándolo. Otra restricción que puede limitar el volumen de un gas es un campo gravitacional , como en el caso de la atmósfera terrestre .

En el lenguaje cotidiano se dice que una determinada sustancia "es un gas" cuando su temperatura de ebullición está muy por debajo de la temperatura ambiente, es decir, cuando normalmente se encuentra en estado gaseoso en la Tierra . Por ejemplo, es normal decir que "el metano es un gas mientras que el hierro no lo es ", aunque el metano puede muy bien estar en estado líquido (enfriado por debajo de -161 ° C , es decir 112 K ) y hierro en estado gaseoso (calentado por encima de 2750 ° C o 3023 K). A temperatura ambiente hay 11 elementos químicos que se encuentran en estado de gas: además del nitrógeno y el oxígeno antes mencionados, el helio , el neón , el argón (todos los gases nobles ) y el radón , también un gas noble, son relevantes. Y el único naturalmente radiactivo elemento debe estar en un estado no sólido. [5]

Un gas puede aproximarse a un gas ideal cuando está a una temperatura "mucho más alta" que su temperatura crítica, que es que [6] y convencionalmente se quiere decir que los dos términos deben diferir al menos en un orden de magnitud . Esto equivale a preguntar .

La temperatura crítica es la temperatura correspondiente al punto máximo de la curva líquido-vapor (en forma de campana). En el interior de la campana, el fluido cambia de fase, en el exterior permanece en estado gaseoso sea cual sea su presión . Al imponer eso , la curva líquido-vapor puede no estar representada en el diagrama de Andrews (diagrama de presión-volumen), no es visible si se adopta una escala normal.

Etimología e historia del término gas

El término gas fue acuñado por el químico flamenco belga Jean Baptiste van Helmont en 1630 . Parece derivar, como explicó Leo Meyer , de la transcripción de su pronunciación de la palabra griega χάος ( chàos ), que convirtió en geist ; pero Weigand y Scheler remontaron el origen etimológico al gascht alemán (fermentación): por lo tanto, según ellos, fue utilizado inicialmente por el químico van Helmont para indicar fermentación vinosa. Dejando de lado la etimología, sabemos con certeza que el químico bruselense van Helmont a los 63 años fue el primero en postular la existencia de distintas sustancias en el aire a las que llamó así en sus ensayos publicados por su hijo Mercury van Helmont . Unos años más tarde, el químico irlandés Robert Boyle declaró que el aire estaba formado por átomos y un vacío y solo después de 140 años las afirmaciones de Boyle y van Helmont resultarán ciertas.

Los gases perfectos

En física y termodinámica , generalmente se usa la llamada aproximación de gases perfectos : para ser perfecto o ideal, un gas debe someterse a las llamadas hipótesis mecánicas de la teoría cinética molecular : [7] [8]

  • el tamaño de las moléculas de gas se considera insignificante en comparación con el volumen del recipiente; esto significa que las colisiones molécula-molécula y las colisiones entre la molécula y las paredes de los vasos están prácticamente ausentes. Esto se puede resumir diciendo que el gas está enrarecido;
  • el movimiento de las moléculas está dictado por las leyes de la mecánica y es aleatorio: el gas no tiende a asentarse en un punto particular del recipiente (en el fondo o hacia la tapa);
  • las moléculas se consideran indistinguibles;
  • las colisiones de las moléculas con las paredes del contenedor, cuando ocurren, son elásticas : el único efecto de la colisión es la inversión de la velocidad de la molécula.

Estas aproximaciones conducen a formular la ley conocida como ecuación de estado para gases perfectos , que describe, en condiciones de equilibrio termodinámico , la relación entre presión, volumen y temperatura del gas:

donde p es la presión , V el volumen ocupado por el gas, n la cantidad de sustancia en el gas, R la constante universal de los gases perfectos y T es la temperatura absoluta (en kelvin). Por ejemplo, un mol de gas perfecto ocupa 22,4 litros a una temperatura de 0 ° C y una presión de 1 atmósfera .

De esta ley se derivan:

Además de las leyes antes mencionadas, la ley de Avogadro también se aplica a los gases perfectos: en las mismas condiciones de temperatura y presión, si dos gases ocupan el mismo volumen tienen la misma cantidad de sustancia.

Ley isotérmica (o ley de Boyle)

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Ley de Boyle .

La ley isotérmica debe su nombre a la composición de la palabra griega ἴσος, ìsos , "igual" con la palabra ϑερμός, termo , "caliente" (aquí se entiende como "temperatura"). Considere un gas en equilibrio termodinámico con temperatura, presión y volumen conocidos. Si se varía el volumen y la presión, manteniendo constante la temperatura, se encuentra que las dos primeras cantidades no varían por casualidad, sino que lo hacen de tal manera que su producto permanece constante, es decir: [1]

,

es decir, para una determinada masa de gas a temperatura constante, las presiones son inversamente proporcionales a los volúmenes ocupados. La curva de presión-volumen en el plano cartesiano que tiene la ecuación anterior como ecuación es una hipérbola equilátera . La ley de Boyle es una ley límite, es decir, es válida con una buena aproximación, no absolutamente para todos los gases. No existe un gas ideal o un gas ideal que siga perfectamente la ley de Boyle. Las desviaciones de los gases reales del comportamiento del gas perfecto son pequeñas para un gas que se encuentra a baja presión y a una temperatura muy superior a la de licuefacción.

Un cambio en el volumen y la presión que deja la temperatura sin cambios se llama transformación isotérmica .

Ley Isobar (o primera ley de Gay Lussac)

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Primera ley de Gay Lussac .

La ley isobárica (comp. Del griego ἴσος, ìsos , "igual" y βάρος, bàros , "peso", aquí "presión") establece que un gas ideal que a una temperatura de 0 ° C ocupa un volumen y que se calienta manteniendo constante la presión que ocupa a la temperatura un volumen expresado por ley: [9]

en el cual es el volumen ocupado por el gas a 0 ° C (es decir, 273,15 K ) e es igual a 1 / 273.15 y se llama coeficiente de expansión térmica . La temperatura se expresa en grados Celsius . La transformación de isobaras se produce a presión constante, mientras que hay una variación de volumen y temperatura. Esta transformación en el plano de Clapeyron está representada por un segmento paralelo al eje de volumen. Por lo tanto, la variación de volumen que sufre un gas por la variación de temperatura de cada grado Celsius asciende a 1/273 del volumen que ocupa el gas a 0 ° C, y se puede expresar como:

,

lo que subraya cómo la relación entre el volumen ocupado y la presión permanece constante en cada instante de la transformación. [10]

Ley isocórica (o segunda ley de Gay Lussac)

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Segunda Ley de Gay Lussac .

La ley isocórica (comp. Del griego ἴσος, ìsos , "igual" y χώρα, còra , "espacio", aquí "volumen") establece que un gas ideal que a una temperatura de 0 ° C tiene una presión y que se calienta manteniendo constante el volumen a la temperatura , en un empujón expresado por ley:

La transformación isocórica es una variación de presión y temperatura a volumen constante; está representado en el plano de Clapeyron por un segmento paralelo al eje de presión y puede expresarse por la relación:

,

que en este caso expresa cómo durante la transformación la relación entre la presión del gas y su temperatura permanece constante. [11]

Los gases reales

Un intento de producir una ecuación que describa el comportamiento de los gases de una manera más realista se representa mediante la ecuación del gas real. Hay dos correcciones hechas a la ecuación de gases perfectos: tenemos en cuenta el volumen específico de las moléculas, que por lo tanto ya no se consideran puntuales, y consideramos las interacciones entre moléculas que se despreciaron en el caso de los gases perfectos.

La primera corrección tiene el efecto de hacer que el gas sea compresible indefinidamente; su confirmación empírica es la licuefacción que experimentan los gases reales si se comprimen (y enfrían) suficientemente.

La otra corrección significa que los gases reales no se expanden infinitamente sino que alcanzan un punto en el que no pueden ocupar más volumen (esto se debe a que se establece una fuerza muy pequeña entre los átomos, debido a la variación aleatoria de las cargas electrostáticas en las moléculas individuales, llamada fuerza de van der Waals ).

Por esta razón, la ley de los gases ideales no proporciona resultados precisos en el caso de gases reales, especialmente en condiciones de baja temperatura y / o alta presión, mientras que se vuelve más precisa en el caso de gases enrarecidos, a alta temperatura y baja presión. presión, es decir, cuando las fuerzas intermoleculares y el volumen molecular se vuelven insignificantes.

La ecuación de gases reales se puede reconstruir teniendo en cuenta que el volumen disponible para el gas será (V - nb), donde b es el volumen ocupado por las moléculas por cantidad de sustancia yn es la cantidad de gas considerada, y, en cambio, la presión se corregirá mediante un factor a / V 2 que tiene en cuenta las fuerzas de atracción entre átomos. Por lo tanto, la ecuación, también llamada ecuación de Van der Waals , es: [12] :

.

Esta ecuación no es válida en todos los casos, sino solo en condiciones particulares, pero es muy importante ya que en ella se puede identificar un significado físico. Una ecuación que, en cambio, nos da una visión exacta del estado del gas real es la ecuación virial (que se analiza más específicamente bajo el encabezado ecuación de estado ).

Nota

  1. ^ a b Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Física (Volumen I) , EdiSES Editore, 2019, p. 393, ISBN 88-7959-137-1 .
  2. ^ Peter W. Atkins , Química general p.115; ISBN 88-08-15276-6
  3. ^ Peter W. Atkins , Química general p.115; ISBN 88-08-15276-6
  4. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Física (Volumen I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p.426
  5. ^ Peter W. Atkins , Química general p.5; ISBN 88-08-15276-6
  6. ^ el signo "≫" dice "mucho mayor".
  7. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, La evolución de la física (Volumen 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p.316
  8. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Física (Volumen I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p.432
  9. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Física (Volumen I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p. 395
  10. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, La evolución de la física (Volumen 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p.295
  11. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, La evolución de la física (Volumen 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . pag. 297
  12. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, La evolución de la física (Volumen 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p. 322

Bibliografía

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