Química IV - Leyes de los Gases - Parte II

LEY DE AVOGADRO

La ley de Amedeo Avogadro (1776 - 1856) que originalmente se enunció como hipótesis hasta que fue debidamente comprobada, dice que:

"Volumenes iguales, de distintos gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo numero de moléculas".

LEYES DE LAS COMBINACIONES GASEOSAS DE GAY LUSSAC

Las leyes que hasta ahora hemos visto, regían transformaciones físicas.

Hay reacciones quimicas que se producen entre los gases y que a su vez originan sustancias gaseosas. En estas reacciones se cumplen, las leyes gravimétricas anteriormente estudiadas; pero también fue enunciada la ley de las combinaciones gaseosas, que es una ley "volumétrica".

Si se miden los volúmenes de las sustancias reaccionantes y los volúmenes de los productos gaseosos de la reacción en las mismas condiciones de presión y temperatura, para que sean comparables, se encuentran relaciones de números enteros pequeños.

Por ejemplo:

A- Síntesis del cloruro de hidrogeno.

         Cloro        +        Hidrogeno        =        Cloruro de Hidrogeno

     1 volumen              1 volumen                       2 volúmenes

B- Síntesis del Agua.

         Hidrogeno        +        Oxigeno        =        Agua

       2 volúmenes               1 volumen            2 volúmenes

C- Síntesis del Amoniaco.

         Nitrógeno        +        Hidrogeno        =        Amoniaco

        1 volumen                3 volúmenes               2 volúmenes

Estos resultados son todos experimentales. A partir de ellos, Joseph-Louis Gay-Lussac (1778 - 1850) enunció la ley de la siguiente forma:

"Cuando dos gases se combinan, los volúmenes de las sustancias reaccionantes guardan entre sí y con los productos gaseosos de la reacción una relación de números enteros y pequeños (medidos los volúmenes en iguales condiciones de presión y temperatura)".

Esta ley puede explicarse, aplicando la ley de Avogadro.

Representamos con cuadrados iguales los volúmenes iguales. De acuerdo con Avogadro, dentro de volúmenes iguales representamos igual numero de moléculas, que elegiremos arbitrariamente. Por ejemplo cuatro moléculas en cada volumen.

Como se trata de hacer reaccionar gases simples, representaremos moléculas biatómicas.

A- Síntesis del Cloruro de Hidrogeno.

La forma de representar simbológicamente la reacción es de esta manera:

B- Síntesis del Agua.

La forma de representar simbológicamente la reacción es de esta manera:

C- Síntesis del Amoniaco.

PESO ATOMICO RELATIVO

Uno de los valores mas importantes que caracterizan al átomo de un elemento es el peso del átomo.

Como se trata de una partícula extraordinariamente pequeña cuyo peso no puede determinarse directamente, se recurrió al concepto de peso relativo.

Originalmente se eligió como referencia el peso de un átomo de hidrogeno que es el elemento mas liviano. Al átomo de hidrogeno se le adjudicó el valor unitario, es decir se le dio el valor de 1.

Si se determina el peso de un litro de hidrogeno y el de un litro de otra sustancia gaseosa simple, como el cloro, medimos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, teniendo en cuneta la Ley de Avogadro, se estará determinando el peso de igual numero de moléculas de hidrogeno y de cloro. Como ambas sustancias gaseosas son simples y diatómicas, se estará determinando el peso de igual numero de átomos de hidrogeno y de cloro.

Peso Atómico Relativo de un Elemento: es un numero que indica cuantas veces es mas pesado el átomo de un elemento, que el átomo de hidrogeno tomado como unidad.

El oxigeno tiene un peso atómico relativo de 16 , tomando el átomo de hidrogeno como unidad.

Por lo tanto, la unidad patrón con respecto al oxigeno es diez y seis ava parte del peso del átomo de oxigeno. así el peso atómico relativo de un elemento queda definido de esta forma:

"El peso atómico relativo de un elemento queda definido como el numero que indica cuantas veces es mas pesado el átomo de un elemento, que la diez y seis ava parte del átomo de oxigeno.

IMPORTANTE: hoy en día la nomenclatura de peso atómico relativo de un elemento no se usa mas, porque el peso es una fuerza arbitraria según el lugar donde uno se encuentre, esto se debe a la fuerza de gravedad, la cual es distinta en cada sitio del planeta e incluso del universo. Por lo cual se habla de "Masa Atómica Relativa de un Elemento", ya que la masa es igual en cualquier lugar donde uno se encuentre. A pesar de esto, en muchos libros y personal docente suele enseñar al alumnado utilizando el viejo termino, ya que en la juventud es muy difícil aprender la diferencia entre peso y masa. 

ATOMO GRAMO

Se llama átomo gramo de un elemento a una masa de dicho elemento, medida en gramos, tal que el numero de gramos considerado, coincide con el peso atómico relativo.

PESO MOLECULAR RELATIVO

El peso molecular relativo de una sustancia. Es un numero que indica cuantas veces es mas pesada la molécula de dicha sustancia, que el átomo de hidrogeno; o que la diez y seis ava parte del átomo de oxigeno.

El oxigeno como es un gas diatómico, la suma de dos átomos de oxigeno es el peso o masa molecular del oxigeno, cuyo valor es 32. Por lo tanto el Peso o Masa Molecular Relativo de un Elemento se define como:

Es un numero que indica cuantas veces es mas pesada la molécula de dicha sustancia, que la treinta y dos ava parte de la molécula de oxigeno.

MOLECULA GRAMO O MOL

Se llama molécula gramo o Mol de una sustancia, a una masa de dicha sustancia, medida en gramos, tal que el numero de gramos considerado, coincide con el peso o masa molecular relativa.

VOLUMEN MOLAR

El volumen ocupado por un mol de sustancia, al estado gaseoso, recibe el nombre de volumen molar..

Si el volumen ocupado por un mol de sustancia al estado gaseoso, se mide en condiciones normales de presión y temperatura, se dice que este volumen es el volumen molar normal.

Experimentalmente se encuentra que un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura, ocupa u volumen de 22,414 Litros.

Por lo tanto tenemos volúmenes iguales, de distintos gases, medidos en las mismas condiciones normales de presión y temperatura. De acuerdo con Avogadro, en este caso habrá igual numero de moléculas de oxigeno en el volumen normal, que moléculas de cloro y en general de cualquier gas.

Por extensión, se dice que en el mol de cualquier sustancia, existe el mismo numero de moléculas. Ese numero es el llamado "Numero de Avogadro. Y su valor es de :

PESO MOLECULAR ABSOLUTO

El peso o masa molecular absoluta  es el peso o masa real de una molécula. No puede determinarse directamente, como se determina e peso de un cuerpo cualquiera, pero puede calcularse teniendo en cuenta el valor del mol de la sustancia y el numero de Avogadro.

Supongamos que se quiere calcular el peso molecular absoluto del dióxido de azufre. El peso molecular de esa sustancia es de 64. Por lo tanto el valor de 1 mol de Dióxido de Azufre es igual a 64g.

Razonando y realizando una simple regla matemática de tres, planteamos; si el numero de Avogadro es la cantidad de moléculas de la sustancia, éstas tienen una masa o peso de 64g. En una molécula de dicha sustancia tendremos el valor que resulta de la operación matemática, la relación o razón (división) de la multiplicación entre 64 g y 1, y el numero de Avogadro.

Comenta al final del tema, en la sección comentarios, cuanto te dio ese valor.

PESO ATOMICO ABSOLUTO

El peso atómico absoluto es el peso o masa de un átomo del elemento considerado. Se calcula de forma análoga al peso molecular absoluto.

Así como una molécula gramo de sustancia tiene el numero de Avogadro expresado en moléculas, en un átomo gramo de un elemento tiene el numero de Avogadro expresado en átomos.

Por lo tanto, si se quiere calcular el peso absoluto del Sodio cuyo peso atómico relativo es 23. Calcule cuantos átomos tiene un mol de Sodio y comenta en la sección comentarios.

EXTENSIONDEL CONCEPTO DE MOL

Habitualmente la palabra mol se utiliza como sinónimo de molécula gramo, pero en realidad tiene un significado mucho mas amplio. surge el significado de mol como una cantidad de  

Es decir:

ECUACION GENERAL DE LOS GASES

Al desarrollar el estudio de las leyes que se cumplen cuando un gas evoluciona, siempre hemos especificado que debe considerarse en cada caso una determinada masa de gas, que no puede variar a lo largo de la experiencia.

Pero el valor de la masa de gas, no interviene en la expresión de las leyes de los gases.

Si en vez de considerar una masa cualquiera, consideramos un mol de gas que se encuentra en condiciones normales de presión y temperatura, se cumple según la ecuación de estado que:

siendo condiciones normales de presión y temperatura, los valores son:

Por lo tanto, esta relación es independientemente de la naturaleza del gas; y representa la llamada "Constante Universal de los Gases" que se simboliza con la letra "R".

Si a la ecuacion le incorporamos la cantidad de moles, la expresion nos queda:

Esta constante "R" fue determinada por Henri Victor Regnault (1810 - 1878)

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES

Cuando se tiene una mezcla de gases, cada uno de los gases presentes en el sistema, ejerce una presion que es la llamada "Presion Parcial" del gas en la mezcla.

La Presion Parcial de un gas en un sistema gaseos es la presion que ejercería dicho gas, si estuviera solo, ocupando todo el volumen del sistema.

La Ley de las Presiones parciales de Dalton dice que:

"La presion total de un sistema gaseoso, es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que lo constituyen".

La presión parcial de cada gas en la mezcla se calculara con la formula anterior, y la expresión para calcular la presión total será:

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Espero que haya resuelto las dudas de este tema tan contemporáneo y hayan disfrutado la lectura.

Si todavía no lo hiciste seguime en el blog, a demás de comentar que te ha parecido este apunte.

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