Hipótesis de Avogadro. Ley general del estado gaseoso. Leyes de Dalton, Amagat y Graham. Teoría cinética de los gases. Ecuación de Van der Waals y factor de compresibilidad. Solubilidad de los gases en líquidos y efecto de la temperatura.

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Ejemplo: La presión de vapor del benceno (C6H6) es 74.66 mm de Hg a 20 °C; y la presión parcial del benceno sobre una disolución preparada con 100 g de benceno y 2.11 g de un compuesto de peso molecular desconocido es de 73.94 mm de Hg a la misma temperatura. Calcular el peso molecular del soluto.

Ejemplo: El ciclohexano (C6H12) a 25 °C, tiene una presión de vapor de 100 mm de Hg, mientras que la del octano (C8H18), a la misma temperatura es de 20 mm de Hg. ¿Cuál será la presión de vapor de una mezcla de 120 g de ciclohexano y 80 g de octano a 25 °C?

Hipótesis de Avogadro

“Volúmenes iguales de gases distintos en iguales condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas”

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Donde V es el volumen ocupado, n el número de moles de moléculas de gas y K una constante.

Ejemplo: Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas= (A T y P constantes).

Ley combinada de los gases

Nos da la relación entre la presión, el volumen y la temperatura de cualquier gas tan pronto como se evaluada la constante K.

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La constante de los gases

El valor numérico de la constante K está determinado por el número de moles del gas problema y las unidades elegidas para medir P y V, pero es totalmente independiente de la naturaleza del gas. K es directamente proporcional al número de moles del gas. Por conveniencia esta variable pues reemplazarse por la expresión K = nR, donde n es el número de moles del gas que ocupa un volumen V a una Presión P y temperatura T, mientras que R es la constante del gas por mol, que es universal para todos los gases.

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1 mol de cualquier gas ideal en condiciones estándar, es decir 0 °C (273 K) y 1 atmósfera de presión, ocupa un volumen de 22.413 L.

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Ejemplo: Determinar el volumen ocupado por 10 g de O2 a 25 °C y 650 mm Hg de presión. (1 atm = 760 mm Hg)

Ejemplo: Tenemos 4.88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la duda, se introdujo el gas en un recipiente de 1 L y se observó que la presión que ejerce a 27 °C es de 1.5 atm. ¿De qué gas se trata? (S) 32 gmol, (O) 16 gmol.

Ley de Dalton de las presiones parciales

Cuando diferentes gases se introducen en el mismo recipiente se inter difunden o mezclan rápidamente. La ley de Dalton de las presiones parciales dice que a temperatura constante la presión ejercida por una mezcla de gases en un volumen definido es igual a la suma de las presiones individuales que cada gas ejercería si ocupase solo el volumen total. En otras palabras:

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Donde las presiones individuales, P1, P2, P3, etc., se denominan presiones parciales de los gases respectivos. La presión parcial de cada constituyente puede concebirse como la presión que ejercería si estuviera aislado en el mismo volumen y a igual temperatura que en la mezcla. En funcione de las presiones parciales la ley de Dalton puede establecerse de nuevo así: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes individuales de la mezcla.

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Donde nT es el número total de moles del gas en la mezcla.

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Ejemplo: Una mezcla de 5 g de O2, 15 g de N2 y 12 g de CO2 está contenida en un volumen de 1 L a 27 °C ¿Cuál es la presión total?

Ejemplo: Un recipiente de 2.48 L de volumen contiene un gas a 200 mm Hg de presión y 300 K. Si se adicionan 0.048 moles de otro gas ¿Cuál será la presión alcanzada?

Ejemplo: Una mezcla de gases a 20 °C tiene una presión parcial de 81 mm Hg de O2, 104 mm de CO y 250 mm de CO2. ¿Cuál es la densidad de la mezcla? Se toma como unidad de cálculo 1 L, para obtener una densidad en g/L

Ley de Amagat de los volúmenes parciales

En una mezcla cualquiera de gases el volumen total puede ser considerado como la suma de los volúmenes parciales de los constituyentes de la mezcla, es decir

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Donde V1, V2 y V3 son los volúmenes parciales. Por volumen parcial se entiende aquél que ocuparía si estuviese presente solo a una temperatura dada y a la presión total de la mezcla.

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Ley de la difusión de Graham

En las mismas condiciones de temperatura y presión, las velocidades de difusión de las sustancias gaseosas son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares.

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Donde u1 y u2 son las velocidades de difusión de los dos gases y por p1 y p2 a sus densidades respectivas.

A la misma presión y temperatura ambos poseen igual volumen molar.

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Donde M1 y M2 son los pesos moleculares de los gases.

Ejemplo: Calcúlese la velocidad relativa de efusión del hidrógeno y el oxígeno en idénticas condiciones.