Guía Completa de Conceptos Clave en Gases Ideales, Moléculas y Disoluciones

Conceptos Fundamentales de Química: Gases Ideales, Moléculas y Disoluciones

Unidades y Conceptos Básicos

Unidad de Masa Atómica (u.m.a.): Para medir la masa de los átomos, la IUPAC definió una unidad de masa basada en el tamaño de un átomo. Esta unidad es la Unidad de Masa Atómica (u.m.a.), definida como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del átomo de carbono (C-12). En el SI, 1 u.m.a. = 1.66 × 10^-27 kg.

Molécula: Una molécula es un conjunto de dos o más átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. La masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas de los átomos que componen esa molécula y se expresa en u.m.a. En sustancias con enlaces iónicos, los compuestos iónicos forman redes cristalinas tridimensionales donde se disponen los iones. En estos casos, no hay moléculas individuales, sino redes cristalinas tridimensionales de millones de iones, y la fórmula representa la proporción de los iones en la red.

Fórmulas Moleculares y Empíricas

Fórmula Molecular: Representa todos los átomos que componen una molécula. Las moléculas están formadas por compuestos con enlaces covalentes. Por ejemplo, CH₄ es la fórmula molecular del metano, que está formada por cinco átomos unidos por enlaces covalentes.

Fórmula Empírica: Representa la relación entre los átomos que forman un compuesto.

1. Compuestos Moleculares: La fórmula empírica se obtiene simplificando la fórmula molecular. Ejemplo: Butano. Fórmula molecular: C₄H₁₀; Fórmula empírica: C₂H₅. La fórmula empírica se puede utilizar para obtener la fórmula molecular mediante la expresión (fórmula empírica)_n.
2. Compuestos Iónicos y Redes Tridimensionales: Para compuestos con enlaces iónicos, que forman redes tridimensionales de iones, y para compuestos con enlaces covalentes que también forman redes tridimensionales, la fórmula es siempre de tipo empírico, ya que indica las proporciones de átomos (iones) en esas redes. Ejemplos: Red cristalina iónica: NaCl; Red cristalina covalente: SiO₂ (sílice).

La fórmula empírica y la fórmula molecular coinciden en algunos casos, como en compuestos covalentes cuya fórmula no puede simplificarse. Ejemplo: Etanol CH₃-CH₂OH = C₂H₆O.

Masa Molecular y Peso Fórmula

La masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas de los átomos que componen una molécula y se expresa en u.m.a. Para sustancias con enlaces iónicos, los compuestos iónicos forman redes cristalinas tridimensionales donde se disponen los iones. En estos casos, no hay moléculas individuales, sino redes cristalinas tridimensionales de millones de iones, y la fórmula representa la proporción de los iones en la red. Para un compuesto iónico, se calcula el peso de la fórmula del compuesto, por lo que es correcto decir "peso fórmula" (medido en u.m.a.). La fórmula de un compuesto covalente representa la molécula con todos sus átomos, mientras que la fórmula de un compuesto iónico representa la proporción de iones en la red iónica.

El Concepto de Mol

El concepto de mol proviene del principio de Avogadro (1811), que establece que volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, tienen el mismo número de partículas. Para Avogadro, una partícula podía ser un átomo o una molécula. A partir de esta ley, se definió la Unidad de Cantidad de Materia, llamada Mol. Un mol es la unidad de cantidad de materia compuesta por 6.023 × 10²³ partículas, que pueden ser átomos o moléculas. (A +partículas, +materia; a -partículas, -materia). En honor a Avogadro, este número se llama Número de Avogadro = 6.023 × 10²³ partículas/mol.

Masa Molar

La masa molar es la masa expresada en gramos que tiene un mol de materia, y depende de la sustancia. Esta masa molar recibe el nombre particular de atomo-gramo cuando las partículas son átomos, y molécula-gramo cuando las partículas son moléculas. La masa molar en gramos coincide numéricamente con la masa o peso molecular, o la masa o peso atómico, que están expresados en unidades de masa atómica o en la Tabla Periódica. Ejemplo: H₂O, peso molecular: 18 u.m.a.; Masa molar: 18 g/mol.

Gases Ideales

Un gas ideal es un gas teórico compuesto por un conjunto de partículas (átomos o moléculas) que cumplen las siguientes condiciones:

1. El gas ocupa todo el recipiente que lo contiene.
2. Las partículas se mueven al azar en todas direcciones.
3. Los choques entre partículas son perfectamente elásticos, sin pérdida de energía.
4. Los choques entre partículas son instantáneos (tiempo ≈ 0).

El estado de un gas ideal está determinado por los valores de tres variables llamadas variables de estado: presión, volumen y temperatura.

Presión: La Atmósfera como Unidad

La definición de 1 atmósfera (atm) se basa en el experimento de Torricelli (1643), donde la atmósfera equilibra el peso de una columna de mercurio de 1 cm² de sección y 76 cm de altura. La equivalencia entre 1 atm y 1 Pascal es: 1 atm = 101,315 Pa; 1 Pa = 1 N/m².

Ecuación de Estado de un Gas Ideal

La ecuación de estado de un gas ideal relaciona las tres variables de estado que definen el estado de un gas: P × V = n × R × T, donde:

• n = número de moles del gas = Masa del gas / Masa molar
• R = constante de los gases ideales = 0.082 atm·L/mol·K (R = P × V / n × T)

Condiciones Normales de Presión y Temperatura: Un gas real se asemeja a un gas ideal en condiciones normales: P = 1 atm; T = 273 K.

Densidad en la Ecuación de Estado

Para introducir la densidad en la ecuación de estado:

1. P × V = n × R × T
2. Sustituir n por su expresión en función de la masa molar: P × V = (m / M_m) × R × T
3. P = (m / V) × (M_m × R × T)
4. P = d × (M_m × R × T)

Volumen Molar Normal de un Gas

Experimentalmente, se comprueba que un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen de 22.4 L. Este volumen se llama Volumen Molar Normal (VMN): 22.4 L/mol.

Mezclas y Disoluciones

Mezcla: Es la materia resultante de la combinación de varias sustancias puras, que solo pueden separarse mediante procedimientos físicos.

Mezcla Homogénea (o Disolución): Mezclas en las que sus componentes no se pueden distinguir por métodos ópticos convencionales. Las disoluciones no se alteran con el tiempo ni se separan. En una disolución, la sustancia pura en mayor proporción es el disolvente, y el resto es el soluto.

Ley de Dalton de las Presiones Parciales

Establecida en 1803, el concepto de presión parcial de un gas se define como la presión ejercida por cada gas en una mezcla. Esta presión es independiente de la presencia de los otros gases, y se le pueden aplicar todas las leyes de los gases estudiadas. La presión total en el recipiente es la suma de las presiones parciales de los gases que contiene: P_t = ΣP_i, donde P_i son las presiones parciales.

Concentración de una Disolución

Se define como la cantidad de soluto en una cantidad determinada de disolución. Los tipos de concentración son:

1. Porcentaje en Masa: Cantidad de soluto en 100 unidades de masa de disolución.
2. Porcentaje en Volumen: Volumen de soluto en 100 unidades de volumen de disolución. El porcentaje en volumen del alcohol etílico indica el grado alcohólico de la disolución.
3. g/L: Gramos de soluto en 1 litro de disolución. No confundir con la densidad.
4. Molaridad (M): Número de moles de soluto disueltos en 1 litro de disolución. M = (nº moles de soluto) / (volumen de disolución en L).
5. Fracción Molar (X_i): Proporción de moles de soluto con respecto al número total de moles de la disolución. X_i = N_i / N_t. Es un tanto por uno. Multiplicado por 100, se obtiene el tanto por ciento de moles de soluto por cada 100 moles de disolución.
6. Molalidad (m): Número de moles de soluto por cada kg de disolvente.

Relación entre Presión Parcial, Fracción Molar y Presión Total

Considerando una mezcla de gases en un recipiente y un gas i cualquiera con n_i moles, aplicando la ecuación de estado: P_i × V = n_i × R × T. Despejando la presión parcial del gas i: P_i = (n_i × R × T) / V. Aplicando la ecuación de estado a la mezcla de gases: P_t × V = n_t × R × T, despejando P_t: P_t = (n_t × R × T) / V. Dividiendo ambas ecuaciones: P_i / P_t = n_i / n_t = X_i. Por lo tanto: P_i = X_i × P_t.

Ecuación General de los Gases

El estado de un gas está determinado por sus variables de estado (P, V, T). Si un gas se encuentra en un estado inicial (E.1) determinado por sus variables, y estos valores varían, el gas cambia a un estado 2. Se puede aplicar la ecuación de estado a cada estado:

• E.1: P₁ × V₁ = n × R × T₁
• E.2: P₂ × V₂ = n × R × T₂

Despejando n × R (constante): P₁ × V₁ / T₁ = P₂ × V₂ / T₂. Esta ecuación relaciona las variables de estado para dos estados diferentes.

Casos Particulares

1. Transformación Isotérmica (T constante): Ley de Boyle-Mariotte.
2. Transformación Isobárica (P constante): Ley de Charles.
3. Transformación Isocora (V constante): Ley de Gay-Lussac.

La ley general de los gases ideales es un compendio de todas las anteriores, también conocida como Ley de Boyle-Mariotte-Charles-Gay-Lussac.