Estudiando los gases.



El estudio químico de los gases, generalmente llamados 'aires' empezó a adquirir importancia después de que el fisiólogo británico Stephen Hales desarrollara la cubeta o cuba neumática para recoger y medir el volumen de los gases liberados en un sistema cerrado; los gases eran recogidos sobre el agua tras ser emitidos al calentar diversos sólidos. La cuba neumática se convirtió en un mecanismo valioso para recoger y estudiar gases no contaminados por el aire ordinario. El estudio de los gases avanzó rápidamente y se alcanzó un nuevo nivel de comprensión de los distintos gases.

Esta cubeta permitía recoger y encerrar un gas en un recipiente hermético y después cambiar la presión a que se le sometía, observar el volumen, cambiar la temperatura, convertirlo en líquido, etc.

La interpretación inicial del papel de los gases en la química se produjo en Edimburgo (Escocia) en 1756, cuando Joseph Black publicó sus estudios sobre las reacciones de los carbonatos de magnesio y de calcio. Al calentarlos, estos compuestos desprendían un gas  transparente. Ese gas, que hoy llamamos  dióxido de carbono, Black  lo  denominó "aire fijo" y era evidente que tomaba parte en muchas  reacciones químicas.

En la década siguiente, el físico británico Henry Cavendish aisló el 'aire inflamable' (hidrógeno). También introdujo el uso del mercurio en lugar del agua como el líquido sobre el que se recogían los gases, posibilitando la recogida de los gases solubles en agua. Esta variante fue utilizada con frecuencia por el químico y teólogo británico Joseph Priestley, quien recogió y estudió casi una docena de gases nuevos. El descubrimiento más importante de Priestley fue el oxígeno; pronto se dio cuenta de que este gas era el componente del aire ordinario responsable de la combustión, y que hacía posible la respiración animal.

 Lavoisier, hablando con Priestley en un viaje que este realizó a Paris,  entendió rápidamente el significado de esta sustancia, y este hecho abrió el camino para la revolución química que estableció la química moderna. Lavoisier lo llamó 'oxígeno', que significa 'generador de ácidos'.

 Tenemos pues que varios científicos estaban estudiando los gases y sus propiedades simultáneamente en varios países de Europa. La atracción de los químicos por los gases estaba causada sobre todo porque a pesar de parecer algo inmaterial sin embargo tenían todas las propiedades de la materia (comenzando por  la masa), intervenían de forma crucial en varias muchas reacciones químicas y sobre todo las leyes que se iban descubriendo eran las mismas para todos ellos lo que simplificaba mucho su estudio.


Recordamos ahora las principales magnitudes que vamos a utilizar para medir los gases:


La unidad de temperatura en el Sistema Internacional es el grado Kelvin ºK

otra unidad es el centigrado ºC = ºK-273

La unidad de volumen en el Sistema Internacional es el metro cúbico. m3

otra unidad es el litro  1000L= m3

La unidad de Presión en el Sistema Internacional es el Pascal.(Pa)

otra unidad es la atmósfera =101300 Pa

 


 Ley de Boyle.

Realizamos en clase una experiencia parecida a la de Robert Boyle. Como máquina neumática utilizamos una  "jeringa bloqueada". Mantenemos constante la temperatura  y no dejamos salir ni entrar gas.

Si tuviéramos un manómetro para medir presiones, y el recipiente fuera más grande,  hubiéramos obtenido la siguiente tabla.

 

p: presión(atm)

 

0,2

 

0,4

 

1

 

2

 

0,6

 

 

 

V: volumen(l)

 

40

 

20

 

8

 

 

 

13,3

 

10






Realiza una gráfica p/V con el volumen en ordenadas.

Observamos que p y V son inversamente proporcionales  y están relacionados por una expresión del tipo p.V=cte

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

 

1ª Ley de Gay-Lussac.

El francés Gay-Lussac en el año 1808 con este montaje en el laboratorio pretendía estudiar que pasaba en un recipiente rígido en el que se encontraba un gas al cambiar la temperatura.

Tenemos instalado un manómetro y un termómetro.

 Se obtienen tablas de valores como esta:

Presión (atm)

1

2

3

4

0,5

 

 

Temperatura (ºC)

273º        

546º    

819º

 

40º                        

-273º0

 Esta representación p/t es una recta pero es evidente que no son proporcionales.

Sin embargo si utilizamos la escala de temperatura Kelvin observamos que la gráfica anterior se convierte es una más sencilla.


Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:




2º Ley de Gay-Lussac.

 Siguiendo con sus experiencias de gases Gay-Lussac encerró en un recipiente un gas que se podía expandir a presión constante. Para ello dispuso de un tubo largo cerrado con mercurio que se podía mover. La presión era constante, y el volumen y la temperatura se pueden medir fácilmente.

En una experiencia como la anterior hemos obtenido los siguientes valores:

 

Volumen(L)

 

9,1

 

9,7

 

10,30

 

10,90

 

11,50

 

12,10

 

 

 

temperatura(ºC)

 

0

 

20

 

40

 

60

 

80

 

100

 

120

Volvemos a encontrar algo parecido a las expresiones de la ley anterior.

Mejoran las conclusiones si empleamos la temperatura absoluta (ºK)

A la temperatura de ºK el volumen se hace 0. Esto es imposible, más bien lo que ocurre es que antes el gas se hace líquido y no podemos seguir con la experiencia.

 En 1787, Gay-Lussac estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

¿Por qué ocurre esto?

Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Gay-Lussac descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Matemáticamente podemos expresarlo así:

(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)


 

RESUMEN DE LAS LEYES DE LOS GASES

En un gas encerrado en un recipiente se cumple que la expresión p.V/T es constante. Esta constante es evidente que depende de la cantidad de gas. Si aumentamos la cantidad de gas p.V/T aumenta. 



Subpáginas (1): Hipótesis de Avogadro.
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