Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal


El estudio de los gases es una parte esencial de la química, y comprender el comportamiento de los gases proporciona una base para entender muchos otros conceptos en esta materia. En un mundo ideal, los gases se comportan de una manera descrita por la ley de los gases ideales, que es un modelo simple que funciona bajo ciertas condiciones estándar. Sin embargo, en realidad, los gases no siempre siguen estrictamente este modelo. Los gases reales se desvían del comportamiento ideal debido a una serie de factores. En esta lección, exploraremos las razones detrás de estas desviaciones, cómo se tienen en cuenta y la importancia de comprender el comportamiento de los gases reales en la química.

Ley de los gases ideales

Antes de aprender sobre los gases reales, revisemos los conceptos básicos de la ley de los gases ideales. Esta ley suele expresarse en esta ecuación:

PV = nRT

Dónde:

  • P es la presión del gas
  • V es el volumen del gas
  • n es el número de moles
  • R es la constante de los gases ideales
  • T es la temperatura en Kelvin

Esta ecuación asume que las partículas de gas son partículas puntuales que no interactúan entre sí. En muchas situaciones, esta suposición simplifica el comportamiento del gas y resulta útil en cálculos. Sin embargo, es importante recordar que la ley de los gases ideales describe una situación "ideal" que no siempre coincide con la realidad.

Características de los gases reales

Los gases reales difieren de los gases ideales principalmente por las siguientes razones:

  1. Tamaño molecular: Los gases tienen moléculas que ocupan espacio, y este espacio se vuelve importante a altas presiones o bajas temperaturas.
  2. Fuerzas intermoleculares: Los gases reales experimentan fuerzas atractivas y repulsivas entre sus moléculas.

Ecuación de Van der Waals

La ecuación de Van der Waals para gases reales ajusta la ley de los gases ideales para tener en cuenta el volumen ocupado por las moléculas de gas y las fuerzas intermoleculares. Esta ecuación se da como:

(P + a(n/V)^2)(V - nb) = nRT

Aquí:

  • a es una constante que corrige las fuerzas intermoleculares
  • b es una constante que corrige el volumen ocupado por las moléculas de gas

Los términos a(n/V)^2 y nb en la ley de los gases ideales ajustan la presión y el volumen, dando una descripción más precisa del comportamiento de un gas bajo diferentes condiciones.

Ejemplo visual: presión versus volumen a temperatura constante

A continuación se muestra una representación gráfica de cómo están relacionados la presión y el volumen para gases ideales y reales. El gráfico resalta las desviaciones del comportamiento ideal a medida que se incrementa la presión.

Volumen Presión gas ideal Gas real

Como se muestra en este gráfico, el gas ideal sigue una curva suave. El gas real, por otro lado, experimenta una caída abrupta en el volumen a medida que las fuerzas intermoleculares se vuelven significativas.

Condiciones para la divergencia de gases reales

Existen ciertas condiciones específicas bajo las cuales los gases reales se desvían más del comportamiento ideal:

  • Alta presión: A alta presión las moléculas se ven forzadas a estar más cerca unas de otras, de modo que el volumen ocupado por las moléculas se vuelve despreciable.
  • Bajas temperaturas: A bajas temperaturas, las fuerzas intermoleculares tienen un efecto mayor debido a que la energía cinética es baja, haciendo que las fuerzas atractivas sean más significativas.

Si consideramos dos contenedores de gas a diferentes presiones y temperaturas, el recipiente con mayor presión o menor temperatura mostrará más desviación del comportamiento del gas ideal.

Ejemplo de lección: comparación de gases ideales y reales

Considere dos recipientes:

  • El recipiente A contiene un gas ideal a 1 atm y 273 K.
  • El recipiente B contiene un gas real a 1 atm y 273 K.

Tras un análisis, el recipiente A sigue estrictamente la ecuación de la ley de gases ideales. Sin embargo, el recipiente B requerirá ajustes de acuerdo con la ecuación de Van der Waals, ya que el volumen y las interacciones de las moléculas afectarán el cálculo de la presión o el volumen.

Ajustes matemáticos

La necesidad de corregir matemáticamente los gases reales surge de la necesidad de entender y predecir cómo se comportarán los gases bajo diferentes condiciones. Esta comprensión es importante para aplicaciones que van desde reacciones químicas hasta procesos industriales donde se requieren mediciones precisas de presión y volumen.

Implicaciones prácticas

Comprender el comportamiento de los gases reales es importante en una variedad de campos. Por ejemplo, en ingeniería y tecnología, los sistemas que involucran gases requieren cálculos cuidadosos para garantizar la seguridad y efectividad. En aplicaciones médicas, es importante controlar las mezclas de gases para los pacientes. Por lo tanto, una comprensión precisa del comportamiento de los gases reales se vuelve indispensable, y la ciencia absorbe constantemente nuevos hallazgos para refinar los modelos existentes.

Ejemplo visual: los efectos de las fuerzas intermoleculares

El concepto de fuerzas intermoleculares en gases se puede representar gráficamente.

gas ideal Gas real

En esta ilustración, las partículas de gas ideal son pequeñas y están bien espaciadas, exhibiendo un movimiento uniforme. Las partículas de gas real muestran formas más compactas, y su proximidad lleva a fuertes interacciones, afectando significativamente su comportamiento.

Conclusión

El estudio de los gases reales y sus desviaciones del comportamiento ideal es importante en el avance del conocimiento químico. Si bien la ley de los gases ideales proporciona una base, los gases reales y los ajustes de Van der Waals proporcionan una comprensión más completa y aplicable, especialmente bajo condiciones no ideales de alta presión y baja temperatura. Desde la investigación científica hasta las ciencias aplicadas, estos conceptos forman una mentalidad vital para descubrir teorías avanzadas e implementar soluciones que requieren una comprensión química más profunda.


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