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TEMA: Estado de Agregación de la Materia
Gases
Objetivos:
Conocer e interpretar las diferentes Teorías Atómicas.
Definir conceptos como átomo y molécula.
Interpretar la interacción entre átomos y moléculas.
Conocer, comprender y aplicar el concepto de Gases
Ideales y Reales.
Interpretar y aplicar las leyes de los gases.
Aplicar al medio biológico las leyes de los gases.
Realizar ejercicios de aplicación de estos conceptos.
Universidad de la Plata. Cátedra de Biofísica
Contenido:
Introducción al conocimiento del átomo.
Estados de agregación de la materia.
Gases. Gases ideales y reales.
Leyes de los gases: Ley de Boyle-Mariotte (Isoterma) y
Ley de Charles – Gay Lussac. Ecuación de estado.
Ecuación general de los gases ideales. Expresión de la
constante universal de los gases (R).
Ecuación de van der Waals.
Ley de las presiones parciales de Dalton. Energía cinética de una
molécula.
Solubilidad de gases en líquidos. Coeficiente de absorción de
Bunsen. Ley de Henry.
Estados de Agregación de la Materia
Supongamos por un momento que podemos
contar con un trozo de hielo y un conjunto de
herramientas capaces de producir fraccionamientos de
ese trozo inicial cada vez más pequeño. Las diversas
fracciones producidas pueden ser fácilmente
reconocidas como agua sólida a través de sus
propiedades. Sin embargo, llegaremos a un límite en el
que las sustancias no pueden admitir subsecuentes
divisiones sin perder esas propiedades características.
Habremos arribado así, en nuestro procedimiento
imaginario, a la obtención de la menor porción de
dicha sustancia; esta pequeñísima masa de sustancia
recibe el nombre de molécula.
Definición: se llama molécula de una sustancia a la
menor porción de la misma que puede existir al estado
libre, conservando todas sus propiedades.
Si regresáramos a nuestra experiencia
imaginaria, considerando que se dispone de
herramientas capaces de producir un fraccionamiento
de la molécula de agua tendremos ciertos bloques
separados que forman parte de una molécula de agua
y que, obviamente, no mantiene ya ninguna de la
propiedad de la molécula.
Dos de estos bloques son iguales entre sí en todas
sus características y un tercero tiene propiedades
diferentes, estos bloques son los llamados átomos.
Definición: un átomo es la menor porción de materia
de un elemento capaz de entrar en una combinación
química.
El agua es un compuesto, es decir una
sustancia cuyas moléculas contienen más de una
clase de átomos.
El hidrógeno y el oxígeno son elementos es
decir sustancias cuyas moléculas poseen un solo tipo
de átomos.
Existen alrededor de 100 elementos en la
naturaleza y otros pocos que se han obtenido
únicamente en el laboratorio que cumplen estas
condiciones
Para eso partiremos de la primera teoría atómica
registrada en el año 1803 por John Dalton que estableció por
medio de una serie de postulados lo siguiente:
a) La materia se encuentra constituida por pequeñísimas
unidades indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
b) Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí en
todas sus propiedades.
c) Los átomos de elementos diferentes son distintos entre sí.
d) Cuando dos elementos se combinan químicamente, lo hacen
según un número entero de átomos de cada uno. Los
átomos no pueden ser ni creados ni destruidos, sólo se
puede modificar su distribución.
El químico italiano Amadeo Avogadro lanza la formulación
de la hipótesis molecular.
"Volúmenes iguales de gases diferentes, sometidos a la misma
condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número
moléculas".
El Número de Avogadro NA = 6,023 . 10 23 moleculas por mol.
Para entender la composición del átomo, la distribución de
sus componentes y las propiedades derivadas de ello
comenzaremos con el primer modelo atómico:
El primer modelo atómico que se aproximó a lo que hoy se acepta
como estructura real del átomo fue propuesto por el sueco Niels
Bohr.
El modelo
postulados:
puede resumirse en los siguientes
a) La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el
núcleo y está compuesta por las cargas positivas.
b) Los electrones en los átomos están localizados en
órbitas o niveles de energías circulares alrededor del
núcleo.
c) Los electrones en las órbitas más cercana del núcleo
tienen menor energía que lo que están en órbitas más
alejadas.
d) Un electrón en un átomo puede tener sólo ciertos
valores energía permitidos (Teoría Cuántica de la Energía).
Esta energía determina que órbita ocupa el electrón.
e) Los electrones pueden saltar de una órbita otra,
ganando o perdiendo una cantidad concreta energía. La
energía que tiene el electrón está expresada en unidades de
h/ 2 
( h = Constante de Planck , 6,626 . 10- 27 ergios . seg).
Estudios posteriores de otros investigadores
establecieron variantes a esta composición o primer modelo
atómico y en la actualidad la distribución electrónica en el átomo
se estableció de acuerdo al principio de exclusión de Pauli, un
nuevo modelo.
Por lo tanto establece diferencias con el modelo de Bohr
siendo estas bastante significativas.
A pesar de lo cual se mantiene la premisa de que la mayor
parte de la masa se encuentra en el núcleo , cargas Positivas y
las cargas negativas en la nube electrónica.
Esta distribución de los electrones en la llamada
corona conformada por elementos de carga negativa
contrasta con el núcleo del átomo en donde se encuentran
las cargas positivas y cuando moléculas de un mismo
compuesto se hallan en el espacio, separadas a una cierta
distancia surgen fuerzas electrostáticas de atracción y
repulsión entre el núcleo de uno de los átomos y la corona
del otro y entre las diferentes coronas y los diferentes
núcleos
+
-
Fuerzas de Repulsión
Fuerza de Atracción
+
-
Que una u otra de estas fuerzas predominen va a depender
fundamentalmente de la distancia a la que se encuentren los
átomos, y esta distancia está en relación directa con la presión
que se ejerce sobre las moléculas y la temperatura.
Cuanto mayor sea la presión y menor la temperatura, las
moléculas se hallarán más cerca o viceversa.
Cuando la distancia entre las moléculas es muy grande, la
fuerza de repulsión es mayor que la de atracción y la materia en
esas condiciones ocupa la totalidad del volumen del recipiente
que la contienen, carece de volumen y forma propias, en esas
condiciones nos hallamos el estado gaseoso.
Si aumenta la presión y /o disminuye la
temperatura las moléculas se acercan y se produce
una inversión de las fuerzas siendo la de atracción
mayor que la repulsión, esto origina un cambio
estado que se conoce como Licuefacción y la materia
pasa del estado gaseoso al estado líquido.
Esta mayor fuerza de atracción origina una
propiedad característica de los líquidos, la Tensión
Superficial.
En este estado la materia tiene volumen
pero carece de forma propia.
Si seguimos aumentando la presión y/o disminuyendo la
temperatura, la distancia de las moléculas se acorta aún más y
cuando ésta adquiere un valor determinado las fuerzas de
atracción y repulsión se equilibran y se produce un nuevo pasaje
de estado, la solidificación, lo que determina que la materia ahora
tenga volumen y forma propias, hallándonos en el estado sólido.
Si nosotros aumentamos la presión y acercamos aún más las
moléculas aumenta la fuerza de repulsión y si las liberamos, las
moléculas vuelven a su posición original; si intentamos alejarlas
aumenta la fuerza de atracción y si las liberamos, vuelven
nuevamente a su posición original; estas particularidades
determinan la propiedad característica de los sólidos que es la
Elasticidad.
Gases
Estado más simple en que se presenta la materia,
en orden creciente su complejidad seria gaseosolíquido y sólido.
Se sabe que los gases tienen masa, son
compresibles se expanden y difunden y en muchos
casos pueden ser licuados, y aun solidificados tal es el
caso del hielo seco.
No tienen forma propia, ocupan todo el volumen
del recipiente que los contiene, se modifica
apreciablemente su volumen cuando varía la presión y
la temperatura.
Predominan las fuerzas de dispersión (repulsión)
sobre las de atracción y su fuerza de cohesión es cero.
Gases ideales:
Todos los gases están formados por pequeñas partículas,
ese tamaño es despreciable comparado con el espacio que
disponen para su movimiento es decir, el volumen del recipiente.
En los choques entre las moléculas y la pared del
recipiente son elásticos y las partículas mueven a gran velocidad
en trayectoria rectilínea, en esos choques no se producen
perdidas de Energia..
Otra característica es que dichas partículas al chocar contra
las paredes del recipiente que las contiene originan la presión.
Gases reales:
Se diferencian de los ideales en que sus moléculas
poseen volumen propio y que en los choques entre ellas
y con la pared del recipiente se pierden energía cinética.
Leyes de los gases
Ley de Boyle-Mariotte (Isoterma)
El volumen ocupado por una determinada masa
gaseosa a temperatura constante es inversamente
proporcional a la presión.
P1 = V2
P2
V1
o
P1 · V1 = P2 · V2
También se puede expresar como:
P · V = cte (a temperatura constante). Proceso isotérmico
Ejemplo: Dada la siguiente tabla
Volumen (litros)
12
6
4
3
Presión (atm)
1
2
3
4
Isoterma
Presión (atm)
5
4
3
Serie1
2
1
0
0
5
10
Volumen (litros)
15
Leyes de Charles – Gay Lussac
El volumen ocupado por una determinada masa gaseosa a
presión constante, es proporcional a la temperatura absoluta.
(Transformación isobárica).
Matemáticamente:
V1 = V2 = Vn
T1
T2
V / T = cte
Tn
o
V1
= T1
V2
T2
Una forma mas elaborada de la ley es
Vf = Vo .( 1 + α t)
y a Volumen constante Pf = Po .( 1 + α t)
REPRESENTACION DEL VOLUMEN DE UN GAS
EN FUNCION DE LA TEMPERATURA (C)
A presión constante, el volumen de una masa
gaseosa determinada de cualquier gas aumenta en la
misma cantidad relativa por cada grado de temperatura
Ecuación de estado
Supongamos que un gas se encuentra en condición
P1, V1,T1 y pasa a otra condición P2, V2,T2.
Visualizando el proceso en dos etapas siendo, 1’ el estado
intermedio:
1ª ETAPA (la temperatura se mantiene constante el gas pasa
de 1 a 1’)
P1 · V1 = P2 · V1’
ley de Boyle-Mariotte
Despejando V1’
P1 · V1 = V1’
P2
ecuación (1)
2ª ETAPA (la presión se mantiene constante el gas pasa de 1’
a 2)
V1’/T1= V2 / T2
Despejando V1’
V1’ = V2 .T1
ecuación (2)
T2
Igualando ecuación (1) y ecuación (2)
P1· V1 =
P2
V2 · T1
T2
Reordenando los términos
P1 · V1 = P2 · V2
T1
T2
En general:
P. V / T = CONSTANTE
ECUACION GENERAL DE LOS GASES IDEALES
P .V / T = CTE
Para un mol de gas en C.N.P.T, P = 1 atm, V = 22,4  por mol y T=273 K
P. V / T = R (constante universal de los gases)
siendo el valor de R = 0,082  atm / K mol
Para 1 mol de gas:
P. V = R. T
Para n moles:
P. V = n R T
EXPRESION DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES ( R)
R = 0,082  atm/ K mol
R = 8,31 107 ergio / K mol
R= 8,31 Joule / K mol
R = 2 cal / °K . mol
ECUACION DE van der Waals
(P + a ) . (V – b) = R.T
v2
Para n moles
(P + n2. a ) . (V- n b) = n R T
v2
LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON
La presión total de una mezcla de gases, es igual a la suma de las
presiones parciales de los gases que constituyen dicha mezcla.
Siendo ”La presión parcial de cada gas en una mezcla como la
presión que el gas ejercería si sólo él ocupase todo el volumen de la
mezcla, a la misma temperatura “.
Pt = pO2 + pCO2 + pN2
Pt = es la presión total de la mezcla gaseosa
Pp1, Pp2, Pp3, = presiones parciales de los gases que constituyen la
mezcla gaseosa
Por ejemplo, si en un recipiente hay 3 gases: O2; H2; N2;
la presión total es igual a la suma de las presiones parciales de
O2,H2,N2.Pt = PpO2 + PpH2 + PpN2
Para el gas 1 es Pp1• V = n1 R T (1)
Para el gas 2 es Pp2 • V = n2 R T (2)
Para el gas 3 es Pp3 • V = n3 R T (3)
Sumando miembro a miembro:
Pp1• V + Pp2 • V + Pp3 • V = n1 RT + n2 RT + n3 RT
(Pp1+ Pp2 + Pp3) • V = (n1 + n2 + n3) RT
Siendo: Pp1 + Pp2 + Pp3 = Presión total
y
n1 + n2 + n3 = número de moles totales n
Reemplazando:
Pt • V = nt • R •T
(4)
Dividiendo ecuación (1) con la (4)
Pp1 V/ Pt V = n1RT/nt RT
Pp1/ Pt = n1/nt
Pp1 / Pt = X1
siendo n1/ nt = fracción molar= X1
Pp1= X1• Pt
La Presión total de una mezcla de gases que no
reaccionan químicamente entre sí es igual a la suma
de las presiones parciales de dichos gases
Presión parcial de un gas: Es la presión que ejercería
ese gas si ocupara el solo la totalidad del recipiente.
p1= X1.P
La ley de Dalton permite el cálculo de las presiones
parciales de cualquier constituyente de una mezcla de
gases ideales en función de la presión total, a la misma
temperatura, si se conoce la fracción molar.
Energía cinética de una molécula
Ec = 3/2 K . T
K= constante de Boltzman = R/ N = 1,38 . 10-16 erg / K . mol
T= temperatura en grados kelvin
R = constante universal de los gases
N = número de Avogadro = 6,023 · 1023
Solubilidad de gases en líquidos
Coeficiente de absorción de Bunsen: volumen de gas (a C y 1
atm de p), disuelto por unidad de volumen de solvente a la
temperatura de la experiencia bajo una presión parcial de 1 atm.
 = V1
V0
= coeficiente de absorción de Bunsen
V1= volumen de gas disuelto
V0 = volumen de solvente cuando el gas en contacto con el líquido
se encuentra a la presión parcial de 1 atm.
Como 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros a 0 C y 1 atm de
presión (C.N.P.T )
Dividiendo el coeficiente de absorción por 22,4 litros, se obtiene
el coeficiente de solubilidad del gas expresado en moles por litro
a la temperatura de la experiencia y a 1 atm de presión.
  
22,4 
Coeficiente de solubilidad del gas  ( se expresa en mol /  atm)
Ley de Henry
La masa de gas disuelta por un volumen dado de disolvente, a
temperatura cte, es proporcional a la presión del gas en
equilibrio con la solución.
m = . Pp
La solubilidad de un gas en un líquido es directamente
proporcional a la presión parcial del gas
S =  . Pp
La CONCENTRACION MAXIMA que un gas puede alcanzar al
formar una solución acuosa está determinada por la LEY DE
HENRY.
El coeficiente de solubilidad nos indica cuántos moles o
milimoles de O2, CO2 o el gas que sea, se disuelven, en un
volumen dado, por cada unidad de presión.
En el organismo humano o animal, 1 litro de sangre arterial
transporta menos del 1% del O2 disuelto en el plasma, mientras
que el 99% lo hace a través de la hemoglobina, proteína que está
en el interior de los eritrocitos.
La Hb actúa como un reservorio de O2 y lo va soltando a medida
que la PpO2 baja.
Bibliografía
Elementos de Química Física.
Samuel Glasstone, Lewis David
Editorial Médico Quirúrgica.
Química teórica y descriptiva
Sienko, M. J; Plane, R. A
Editorial. Aguliar
Nociones elementales de química universitaria
Martinez Jorge M, Igea Ariel E, Scian Alberto N
Edición de los autores