Propietats dels gasos 

Teoria cinètico‐molecular 

La  teoria cinètica dels gases  s'enuncia en els  següents postulats    ,  tenint   en compte un gas ideal o perfecte: 

Les substancies estan constituïdes por molècules petites ubicades a gran distancia entre sí; el seu volum es considera negligible en comparació amb els  espais  buits  que hi ha entre elles. 

Las molècules de un gas son totalment independents les unes  de les altres, de manera  que no existeix atracció, ni repulsió intermolecular entre elles. 

Las  molècules  d'un  gas  es  troben  en  moviment  continu,  en  forma  desordenada;  xoquen entre sí i contra las parets del recipient, de manera que donen lloc  a la pressió del gas. 

Els  xocs de  les molècules  son  elàstics,  no hi ha pèrdua ni  guany de energia  cinètica durant el xoc, encara que   pot   existir transferència d’energia entre  les molècules que xoquen. 

La  energia  cinètica  mitja  de  las  molècules  es  directament  proporcional  a  la temperatura absoluta del gas; es considera nul∙la en el zero absolut. 

Gasos ideals 

A partir de l’energia cinètica mitjana de les molècules d’un gas i de la pressió que fan aquestes quan xoquen contra  les parets del recipient que  les conté es pot deduir  l’equació dels gasos ideals: 

                             pV= nRT 

La pressió per un volum donat és proporcional a la temperatura, ja que com més temperatura  major serà la velocitat de les molècules i major el nombre de xocs contra les parets.  Per altra la pressió   banda és proporcional     a  la quantitat de molècules,   com més molècules més xocs,  i per tant més pressió. Finalment  la pressió és  inversament proporcional al volum de recipient, un major volum suposarà una disminució dels xocs contra les parets, per tant, una disminució de la pressió. 

Difusió i efusió de gasos 

Coma  a  conseqüència  del   moviment  incessant  dels molècules  d’un  gas,  tots  els  gasos  es mesclen entre sí de forma ràpida i  total fins assolir una distribució uniforme. Aquest procés es coneix  com  difusió.  Quan  un  gas  escapa  d’un  recipient  per  un  orifici  de  mida  molecular s’anomena efusió. Les velocitats de difusió o efusió dels gasos són inversament proporcional a les arrels quadrades de les seves  masses molars o pesos moleculars: 

                                    v1/v2= (M2/M1)1/2    (Llei de Grahan) 

La  diferent    de  difusió  dels  gasos  segons  els  seus  pesos moleculars  es  pot  utilitzar  per  a purificar substàncies  gasoses i té la seva importància  en la purificació d’isòtops. Amb aquesta tècnica es van separar els isòtops d’urani per a fabricar la primera bomba atòmica. 

Gasos reals 

Els  gasos  ideals  no  existeixen.  A  altes  temperatures  altes  o  a  volums molars  grans    (baixa pressió)  els    gasos  reprodueixen  prou  bé  el  comportament  de  gas  ideal.  Però,  com  a temperatures moderades i pressions grans s'observen grans desviacions respecte la llei de la idealitat. 

Suposant n = 1 mol, es compleix per un gas ideal que pV/RT= 1, aquest quocient se li diu factor de compressibilitat (Z), i per als gasos reals  s’aparta de  1. 

La majoria dels gasos es comprimeixen a pressions baixes més que els gasos  ideals, degut a que  predominen  les  forces  d’atracció  (Z<1).    En  canvi  a  pressions  altes  com  les molècules estan més  juntes es comprimeixen   menys que en els gasos  ideals  ja que  llavors es posen de manifest forces repulsives entre les molècules (Z>1).  .  

 

Així doncs quan: 

 

                                                                                                                       

 

Diagrama de fases 

Els  elements  químics  i  les  substàncies  formades  por  ells  tret    d'algunes  excepcions,  poden existir  en  tres  estats  diferents:  sòlid,  líquid  i  gas  depenen  de  les  condicions  de  pressió  i temperatura en  les que es trobin. El diagrama que representa el pas entre aquests estats, es coneix com diagrama de fases. 

Z<1   gas més compressible 

Z>1  gas menys compressible 

Z=1  gas ideal 

A  p i T   Gran desviament de     la 

idealitat. 

A   p i T  Comportament més 

proper a la idealitat. 

El  dibuix  de  la  esquerra  representa  el  diagrama  de  fases  d'una  substància.  Als  eixos  estan representats els valors de pressió i temperatura i les tres corbes AB, BD i BC, la frontera entre los diferents estats.  Si el punto de pressió  i    temperatura en que està  la  substancia  cau en  alguna de  las  zones senyalades como sòlid, líquid o gas, aquest serà el seu estat  en  aquestes condicions. A partir de la figura podem veure:  Si suposem que la pressió a  la que està la substància és P, llavors per a temperatures menors que T₁ serà sòlida, para temperatures entre T₁ y T₂ serà  líquida  i per damunt de T₂ gasosa. Si aquest punto coincideix amb algunes se les corbes, coexistiran en equilibri tot dos estats, així si està sobre AB  la substàncies serà parcialment sòlida i parcialment gasosa, si es sobre BD serà parcialment líquida i parcialment sòlida i sobre BC podem  dir el mateix entre els estats líquid i gasós. En el diagrama estan assenyalats a més dos punts particularment importants: 

Punt triple 

En aquest punt  coexisteixen en equilibrí els  tres estats, estan parcialment  sòlid, parcialment líquid i parcialment gasós.  Observeu que per valors de pressió o temperatura més baixes que el punto triple  la substància en qüestió no pot existir en estat  líquid  i solament pot passar de sòlid a gasós en un procés conegut como sublimació. 

Punto crític 

El punto C  indica el valor màxim de  temperatura en el que poden coexistir en equilibri dues fases,  i es denomina Punt Crític. Representa  la temperatura màxima a  la qual es pot  liquar el gas simplement augmentant  la pressió. Gasos a temperatures per damunt de  la temperatura del punt crític no poden ser liquats por molt que  s’augmenti la pressió. En altres paraules, por damunt del punto crític, la substància solament pot existir com gas. 

Punto de ebullició 

El punto de ebullicions de una substància, es aquell valor de temperatura a la qual coexisteixen en equilibri, els estats líquid i gasós a determinada pressió. Els diferents punts de ebullició per a les diferents pressions correspondrien a la corba BC. 

Punto de fusió 

El punto de  fusió de una  substància, es aquell valor de  temperatura  la qual  coexisteixen en equilibri, els estats  líquid  i  sòlid a determinada pressió. Els diferents punts de  fusió para  les diferents pressions correspondrien a la corba B.  

 

En el diagrama de fases de l’aigua podem veure que el punt triple de l’aigua està a la temperatura de 

0,01  ºC    i  a  la  pressió  de  0’006  atm.    La  temperatura  de  fusió  a  1  atm  està  a  0ºC, mentre  que  la

d’ebullició està a 100ºC, per pressions més baixes la temperatura d’ebullició és mes baixa de 100ºC. 

Liqüefacció d’un gas  Una de les conseqüències més importants de les atraccions moleculars és que els gasos reals es poden  liquar. La  lentitud de  les molècules a  temperatures baixes  fa que  l’atracció molecular entre les partícules pugui formar una fase condensada on es mantinguin unides per les forces d’atracció. La manera més fàcil de liquar un gas és portar‐lo a una temperatura inferior a la temperatura a la qual  la pressió del gas és  igual a  la pressió de vapor del  líquid. Una manera alternativa de liquar un gas a una temperatura determinada és augmentar‐ne la pressió fins que la pressió del gas s’iguali a la pressió de vapor d’equilibri a la temperatura que es troba el gas.