Mescles de gasos
| Llibre en estat MADUR | 
|
Les mescles de gasos són combinacions de diferents gasos que es barregen de forma homogènia. En l'antiguitat clàssica, l'aire, l'aigua, la terra i el foc es consideraven les quatre formes conegudes de la matèria i es feien servir per explicar diferents fenòmens de la natura. Aquesta teoria dels quatre elements clàssics té les seves arrels en els filòsofs presocràtics de la Grècia clàssica.
Des de llavors, ha estat objecte de nombroses obres d'art i filosòfiques, i ha tingut una gran influència en el pensament i la cultura europeus a través de l'Edat Mitjana i el Renaixement. L'hinduisme i el budisme també han desenvolupat concepcions similars dels quatre elements. Alguns ocultistes han defensat la vigència d'aquesta teoria clàssica, associant els quatre elements amb els diferents estats de la matèria: sòlid/terra, líquid/aigua, gas/aire i plasma/foc.
La matèria es pot trobar en estat sòlid, líquid o gasós. Són els denominats estats físics de la matèria. Hi ha un quart estat de la matèria, anomenat plasma[3]
El pas directe de l'estat sòlid a gas sense passar per líquid s'anomena sublimació. El pas invers, de gas a sòlid, s'anomena cristal·lització[3]
Anomenem vaporització el pas de l'estat líquid al gasós, que es pot produir per evaporació o per ebullició. El pas invers, de gasós a líquid, s'anomena condensació o liquació[3]
- Gas: Estat de la matèria en què les molècules que el componen resten poc lligades entre elles per les forces de cohesió i sempre omple totalment i uniformement el recipient que el conté.[4] Fluid que tendix a expandir-se indefinidament i que es caracteritza per tindre baixa densitat, com l'aire[5]
- Aire: Mescla de gasos que compon l'atmosfera terrestre[4][5] (, 11) (78% nitrogen v/v, 21% oxigen v/v, i altres substàncies (1% v/v), com vapor d'aigua, ozó, diòxid de carboni, hidrogen i gasos nobles (criptó, argó).
- Expansibilitat: propietat dels gasos per la qual tendeixen a ocupar el volum més gran possible[6]
- Compressibilitat: propietat dels gasos per la qual es poden comprimir [6]
- Lliscament: propietat dels fluids per la qual es poden moure amb relació a la que l'aguanta per insuficiència de fricció externa entre les superfícies d'ambdues [4] [6]
Mescla: Sistema format per dos components o més en qualsevol proporció, que poden separar-se per mitjans físics.[4][5]
Mescles homogènies i heterogènies:[7] Una matèria és homogènia quan apareix com un tot uniforme i, per tant, presenta les mateixes propietats i la mateixa composició en tots els punts de la seva massa[8][7]
Les substàncies pures o substàncies formades per un sol tipus de matèria són homogènies [7]
La matèria que ens envolta no sol estar constituïda per substàncies pures sinó que està formada per mescles de substàncies [7]
Les mescles poden ser homogènies o heterogènies
- Qualssevol mescla de gasos és homogènia: per diferenciar les molècules gasoses a la mescla, cal baixar al nivell molecular.
- Hi ha altres tipus de matèria que, as ull nu, amb una lupa o amb un microscopi òptic es pot constatar que estan formades per dues o més fases
- Quan això passa, la matèria examinada rep el nom de mescla heterogènia o mescla
Dispersions: Un tipus molt freqüent de mescles són les dispersions.[7] En una dispersió s'hi distingeix:[7]
- un medi dispersant, generalment més abundant
- es pot trobar en qualsevol dels tres estats
- un o més components dispersos, generalment menys abundant
- també es pot presentar en qualsevol dels tres estats
hi ha tres tipus de dispersions:[7]
- les solucions
- les suspensions
- els col·loides
Solucions: són un tipus de dispersió en què el component dispers, igual que el medi dispersant, es troba repartit a nivell molecular, atòmic o iònic
- Les particules que formen una solució són tan petites que no rd distingeixen ni utilitzant els microscòpics òptics més potents
- Les solucions són mescles homogènies de compòsició variable
- Les més corrents són aquelles en què el medi dispersant és un líquid
Suspensió: són dispersions en què els components dispersos tenen un diàmetre més gran que 1 m.
- Les partícules disperses, en alguns casos, no són visibles a ull nu, però ho són utilitzant una lupa o un microsopi ordinari
- A causa de la seva grandària, nopassen a través d'un paper de filtre
- Per les seves característiques, una suspensió és una mescla heterogènia
- Si uns suspensió es deixa d'agitar, al cap d'un cert temps les seves partícules es dipositen al fons
- Es diu que sedimenta
Dispersió col·loidal o col·loide, són un tipus de dispersió que conté partícules disperses en un medi en què tampoc es dissolen i la seva mida és intermèdia entre la de les suspensions i la de les dissolucions
Les partícules suspeses poden quedar en aquesta situació indefinidament, és a dir, no se sedimenten per l'acció de la gravetat
Moltes dispersions col·loidals tenen un aspecte lletós o nebulós i les seves partícules no es veuen a ull nu ni amb microscopi corrent, per+o la seva presència es reconeix smb l'anomenat ultramicroscopi[7]
En les dispersions col·loidals, els componrnts dispersos tenen diàmetres entre 1 i 100 nm [7]
Les propietats de les dispersions col·loidals no coincideixen del tot amb les de les solucions ni amb les de les suspensions [7]
El coneixement profund de les propietats físiques i químiques dels col·loides és actualment molt important perquè l'estructura de la majoria dels teixits del nostre cos és de naturalesa col·loidal [7]
La nutrició, la digestió i altres funcions del nostre organisme estan relacionades amb els col·loides [7]
Mescles homogènies o solucions: Les mescles homogènies tenen la mateixa composició i les mateixes propietats en tots el punts de la seva massa.[6] També se les anomena solucions.[6] En el cas de solucions entre líquids o entre gasos, la distinció entre solut i dissolvent és arbitrària.[6] En aquests casos se sol anomenar dissolvent el component que es troba en una proporció més elevada[6]
Quan es mesclen dos fluids diferents, pot passar que es dissolguin l'un amb l'altre en qualsevol proporció; es diu aleshores que són miscibles. Quan dos fluids són insolubles entre si, es diu que són immiscibles [8]
La matèria que ens envolta és, en la majoria dels casos, una mescla de substàncies[3]
Les substàncies pures estan formades per una sola classe de matèria; per tant, són homogènies. Cada substància pura es diferencia de les altres per les seves propietats característiques, que permeten reconèixer-la[3]
Un compost químic, o simplement un compost, és una substància pura que es pot descompondre –a vegades amb dificultat- en altres substàncies més senzilles (4)
Dissolució i solució:[8] Les partícules que formen una solució són tan petites que no es distingeixen ni utilitzant els microscopis òptics més potents
Els components d'una solució, usualment, reben els noms de solut i dissolvent. El solut és la substància que es dissol, és a dir, que es disgrega o dispersa en l'altra substància, que és el dissolvent [8]
En el cas de solucions entre líquids o entre gasos, la distinció entre solut i dissolvent és arbitrària. En aquests casos, se sol anomenar dissolvent el component que es troba en una proporció més elevada[8]
Quan la quantitat de solut és molt petita si es compara amb la quantitat de dissolvent, es diu que la solució és diluïda. Per contra, la solució que conté molt solut, però poc dissolvent, s'anomena concentrada. Per identificar una solució cal indicar-ne no només els components, sinó la proporció en què es troben [8]
Diluida i concentrada són dues formes imprecises d'expressar la composició d'una solució. Una solució es considera diluïda quan la quantitat de solut dissolt és petita si es compara amb la quantitat del dissolvent. Quan poc dissolvent conté molt de solut, la solució rep el nom de concentrada[8]
Per identificar una solució s'han d'indicar no només els components que la formen sinó també la proporció en què es troben. Les diferents maneres d'expressar la composició de la solució són tant per cent en massa, tant per cent en volum i concentració en massa[8]
Components de les solucions: Una solució o dissolució és una mescla homogènia de composició variable, formada per dos o més components.[7] Els components d'una solució s'anomenen solut i dissolvent [7]
El solut és la substància que es dissol, és a dir, la que es disgrega o es dispersa en una altra substància (medi dispersant), que és el dissolvent [7]
En el cas de solucions entre líquids o entre gasos, la distinció entre el solut i el dissolvent és arbitrària[7]
En aquests casos, se sol anomenar el component que es troba en una quantitat més gran [7]
Composició de les solucions: Per determinar una solució cal indicar els component que la formen i la proporció en què es troben [7]
Una solució s'anomena diluïda quan la quantitat de solut dissolt és petita en comparació amb la quantitat de dissolvent.[7] Si el dissolvent conté molt de solut, la solució s'anomena concentrada[7]
Diluïda i concentrada són dues formes qualitatives i imprrecises de donar la composició d'una solució [7]
Algunes de les formes quantitatives molt més precises que tenim per expressar la composició de les solucions són [7]
- tant per cent en massa (solut / solució, g / kg)
- tant per cent en volum (solut / solució. mL / L))
- concentració en massa (solut / solució, g/ L)
- concentració o concentració molar (solut / solució, mol / L)
- molalitat (solut / dissolvent, mol / kg)
- fracció molar (solut / solució, mol / mol)[7] Tipus de solucions: El tipus més corrent de solució és el d'un sòlid dissolt en un líquid.[7] Atès que el solut pot ser un sòlid, un líquid o un gas i el mateix passa amb el dissolvent, hi ha tipus diferents de solucions: gasoses, líquides i sòlides [7]
La solubilitat d'una substància pura en un dissolvent determinat és una propietat característica i depèn de la temperatura. Per a la majoria de les substàncies sòlides, la solubilitat a l'aigua augmenta amb la temperatura
En canvi, en els gasos la solubilitat disminueix quan la temperatura augmenta[8]
La representació gràfica de la solubilitat d'una substància en funció de la temperatura, i a pressió atmosfèrica normal, s'anomena corba de solubilitat [8]
Substàncies solubles i insolubles:[7] No totes les substàncies són solubles en un dissolvent determinat. Hi ha substàncies insolubles en aigua mentre que són solubles en altres dissolvents.[7] Quan es mesclen dos líquids diferents, poden passar dues coses:[5]
• Que es dissolguin l'un en l'altre en qualsevol proporció, són per tant solubles • Quan dos líquids són insolubles es diu que són líquids immiscibles
Solució saturada, solubilitat:[7] Quan s'afegeix consecutivament un solut a un dissolvent, es passa d'una solució diluïda a una de concentrada. Arriba un moment en què el solut afegit ja no es dissol, per més que s'agiti la solució. Quan això passa es diu que la solució està saturada
En una solució saturada per a una temperatura determinada, la quantitat de substància dissolta ñes la màxima oissible i ja no se'n pot dissoldre més. S'anomena solubilitat d'una substància, en un dissolvent determinat, la composició de la solució saturada.
Variació de la solubilitat amb la temperatura
La solubilitat d'una substància pura en un dissolvent determinat és una propietat característica i depèn de la tempoeratura.[7] Per a la majoria de substàncies sòlides, la solubilitat a l'aigua augmenta amb la temperatura[7]
La representació gràfica d'una substància en funció de la temperatura, a pressió atmosfèrica, s'anomena corba de solubilitat [7]
En alguns casos, quan es redreda lentament i sense agitar una solució saturada, pot passar que l'excés cristal·litzi.[7] La solució obtinguda s'anomena sobresaturada.[7] Una solució sobresaturada és inestable i de vegades només cal agitar la solució o afegir-hi un cristall petit de la substància dissolta perquè tot l'excés cristal·litzi bruscament.
Solucions gasoses:[8][7] Els gasos es dissolen els uns en els altres en totes les proporcions. El resultat és una mescla homogènia.
Com que els gasos estan formats per molècules separades les unes de les altres, tots els gasos es dispersen o es difonen fàcilment entre ells [7]
El resultat és una mescla homogènia anomenada solució.[7] Els gasos es dissolen entre ells en qualsevol proporció [7]
Solucions de gasos en líquids:[8] Els gasos, en general, són poc solubles en els líquids: Així, la solubilitat de l'O2 en aigua a 1 atm i a 25 °C és tot just de 0,04 g / L, la del N2 és de 0,018 g / L, etc.
En alguns casos hi ha solubilitats molt grans, però això és causa d'una reacció química amb el dissolvent. Aquest és el cas de les solucions d'amoníac (NH3) en aigua. En un litre d'aigua s'arriben a dissoldre 538 g d'amoníac a 20 °C i 1 atm. Això mateix s'esdevé amb el diòxid de carboni i amb el clur d'hidrogen [8]
Experimentalment s'ha comprovat que la solubilitat dels gasos depèn, no tan sols de la naturalesa del gas i del dissolvent, sinó de la temperatura i de la pressió que el gas exerceix sobre el líquid. La solubilitat d'un gas en un líquid disminueix amb l'augment de la temperatura[8]
Quan la temperatura es manté constant, experimentalment es comprova que la solubilitat d'un gas en un líquid és directament proporcional a la pressió que el gas exerceix sobre el líquid. Aquesta relació entre la pressió i la solubilitat rep el nom de llei de William Henry[8]
Hi ha molts mètodes de separació dels components d'una mescla, ja sigui homogènia o heterogènia. La destil·lació és una operació que es duu a terme als laboratoris i en la indústria per separar els components d'una solució líquida[8]
Cal, però, que els components que es volen separar tinguin punts d'ebullició molt diferenciats. Per obtenir bones separacions per destil·lació simple, un dels components ha de ser molt més volàtil que la resta[8]
Els gasos, en general, són molt poc solubles en els líquids.[7] En alguns casos, es poden tenir solubilitats molt grans que són degudes a una reacció química del solut amb el dissolvent [7]
Experimentalment, podem comprovar que la solubilitat dels gasos no depèn únicament de la naturalesa del gas i del dissolvent, sinó també de la temperatura i de la pressió que el gas exerceix sobre el líquid[7]
- Efecte de la temperatura: la solubilitat d'un gas en un líquid disminueix quan la temperatura augmenta
- Els gasos són més solubles en fred
- Quan la temperatura és constant, podem trobar experimentalment que la solubilitat d'aquest gas en un líquid és directament proporcional a la pressió que exerceix el gas sobre aquest líquid; en general, la seva pressió parcial
- Aquesta relació entre la temperatura es coneix amb el nom de llei de Henry
- Efecte de la pressió: la influència de la pressió en la solubilitat dels gasos es pot explicar amb la teoria cinetico molecular.
- En efecte, quan la pressió del gas sobre el líquid augmenta, xocaran més molècules contra el líquid i més quantitat es dissoldrà
Densitat i flotabilitat:[9] Sobre qualsevol cos sumergit en un líquid hi actuen dues forces; l'una dirigida cap avall (el pes del cos) i l'altra cap amunt (l'empenyiment); les dues forces tenen la mateixa direcció, però sentit contrari.
Quan un cos flota, el pes del líquid desallotjat per la part submergida (empenyiment) és igual al pes total del cos[9]
- Si la densitat del cos és més gran que la del fluid, el seu pes és més gran que l'empenyiment i s'enfonsa
- Si la densitat del cos és més petita que la del fluid, el seu pes és més petit que el del líquid que desallotja, i per tant sura
- Si les densitats del cos i del fluid són iguals, també ho són el pes i l'empenyiment i el cos queda en equilibri completament submergit, sense enfonsar-se ni pujar a la superfície
Empenyiment dels gasos:[9] Sobre un cos immers en un gas hi actua una força vertical cap amunt, com passa amb un cos submergit en un líquid, però, a causa de la baixa densitat dels gasos, aquesta força és molt més petita que en els líquids
Tanmateix, sobre cossos de gran volum i poc pes, l'empenyiment de l'aire pot ser suficient per enlairar-los; aquest és el cas dels globus aerostàtics
Per tal que un globus s'elevi, l'empenyiment ha de ser més gran que el pes total. Això s'aconsegueix introduint un gas menys dens que l'aire (hidrogen, heli o aire escalfat)
Física de l'atmosfera:[9] La situació metereològica experimenta canvis apreciables segons varia la pressió atmosfèrica
Generalment es donen dues situacions:
- altes pressions (anticicló): quan l'aire és fred, la seva densitat augmenta, per tant, pesa més i llavors descendeix
- baixes pressions (borrasca o depressió): quan l'aire és calent, la seva densitat baixa i, per tant, pesa menys, aleshores l'aire calent puja i quan arriba a certa altura, el vapor d'augua que conté es condensa i forma núvols
El dispositiu ideat per Torricelli detecta perfectament aquestes variacions i s'utilitza com a baròmetre, és a dir, com aparell per mesurar la pressió atmosfèrica. El nivell de mercuri al tub pot indicar directament sobre una escala el valor de la pressió atmosfèrica. Per això, encara és habitual d'expressar la pressió atmosfèrica en mm de mercuri[9]
Propietats col·ligatives: Les propietats col·ligatives són propietats de les solucions que depenen del nombre de partícles (molècules, ions) de solut dissoltes, però no de la naturalesa d'aquestes partícules.[7] Aquestes propietats són:[7]
- Disminució de la pressió de vapor
- Augment del punt d'ebullició
- Disminució del punt de congelació
- Pressió osmòtica Disminució de la pressió de vapor: Si es manté un líquid en un recipient obert acaba per evaporar-se totalment.[7] En canvi, si l'evaporació té lloc en un recipient tancat i a una temperatura determinada, arriba un moment en què el líquid para d'evaporar-se[7]
En realitat, si l'evaporació no s'ha aturat, però en aquest moment tantes molècules de líquid passen a estat vapor com molècules de vapor passen a l'estat líquid: hem arribat a un estat d'equilibri[7]
La pressió que fan les molècules de vapor a aquesta temperatura s'anomena pressió de vapor (o pressió de vapor saturant) del líquid a la temperatura indicada[7]
La pressió de vapor d'un líquid augmenta amb la temperatura i, quan el seu valor iguala la pressió atmosfèrica, el líquid bull [7]
Quan es mesura la pressió de vapor d'una solució que conté un solut no volàtil, s'observa que és més baixa que la del dissolvent pur[7]
La relació entre la pressió del dissolvent pur i la del dissolvent en la solució ve donada per la llei de Raoult, que es pot expressar matemàticament per la relació[7]
p = p0 – p = s p0
en la qual p és la pressió de vapor del dissolvent en la solució, p0 és la pressió de vapor del dissolvent pur i s és la fracció molar del solut a la solució [7]
la disminució de la pressió, p0 – p, és proporcional a la fracció molar del solut a la solució [7]
La llei de Raoult és una llei límit o ideal que es compleix millor com més diluïda és la solució [7]
Augment del punt d'ebullició: S'ha explicat que, en un recipient obert, un líquid bull quan la seva pressió de vapor iguala la pressió atmosfèrica[7]
La pressió de vapor del dissolvent en una solució és més baixa que la pressió de vapor del dissolvent pur, per tant per aconseguir la pressió atmosfèrica caldrà que la temperatura augmenti[7]
És per aquesta raó que una solució que conté un solut no volàtil té una temperatura d'ebullició més elevada que la del dissolvent pur Experimentalment podem comprovar que l'increment del punt d'ebullició per a solucions diluïdes és proporcional a la molalitat de la solució (7) te = Ke m Ke és una constant que depèn del dissolvent i s'anomena constant ebulloscòpica i m és la molalitat de la solució [7]
Descens del punt de congelació: El punt de congelació d'una solució és inferior al del dissolvent pur. Experimentalment es comprova que la disminució de la temperatura de congelació és proporcional a la molalitat de la solució[7]
tc = Kc m
Kc és una constant característica del líquid i s'anomena constant crioscòpica, i m és la molalitat de la solució [7]
Osmosi i pressió osmòtica: Quan es mescla una solució amb dissolvent pur, al cap d'un cert temps es té un sistema homogeni.[7] El mateix fenomen s'observa quan es mesclen dues solucions de diferent concentració [7]
Si es repeixen les dues experiències separant el disolvent de la solució amb una membrana permeable que deixi passar a través seu les partícules de dissolvent i solut, els resultats seran els mateixos: obtindrem una solució homogènia d'igual concentració a cada costat de la membrana permeable[7]
En canvi, si se separa la solució del dissolvent (o dues solucions de diferent concentració) mitjançant una membrana semipermeable que deixi passar les molècules de dissolvent, però no les de solut, el resultat serà molt diferent dels anteriors [7]
Es pot observar que, en dos recipients separats per una membrana semipermeable on un conté la solució i l'altre el dissolvent, inicialment el nivell dels dos recipients és igual, però el nombre de molècules del dissolvent que passen a la solució és més gran que el de les que passen de la solució a dissolvent pur [7]
Al cap d'una estona, el nivell de líquid als dos recipients és diferent [7]
La transferència de molècules de dissolvent cap a la solució s'anomena osmosi.[7] La pressió que s'hauria d'exercir sobre la solució per impedir el procés d'osmosi s'anomena pressió osmòtica[7]
Es pot mesurar directament per la diferència d'altura entre els dos tubs h quan s'ha arribat a l'equilibri, és a dir, quan el nombre de molècules de dissolvent que passa d'A a B és igual a les que passen de B a A [7]
Aquest fenomen també té lloc entre dues solucions de concentració diferent.[7] En aquest cas, l'osmosi és la transferència de dissolvent de solució diluïda cap a la més concentrada[7]
Experimentalment es troba que, en solucions diluïdes, la pressió osmòtica depèn de la concentració de la solució però no de la naturalesa del solut [7]
Es compleix que:[7] V = n R T
= c R T
En què c és la concentració molar, R la constant dels gasos i T la temperatura absoluta[7]
Quan dues solucions tenen la mateixa pressió osmòtica s'anomenen isotòniques.[7] Si dues solucions tenen pressions osmòtiques diferents, la més concentrada és hipertònica, i la més diluïda, hipotònica[7]
Osmosi inversa: Hem explicat que en l'osmosi el dissolvent passa espontàniament d'una solució menys concentrada a una altra més concentrada.[7] El dissolvent passarà en el dissolvent passarà en el sentit indicat fins que s'assoleixi un estat d'equilibri[7]
Si la pressió sobre la superfície més concentrada augmenta, es pot aconseguir que el dissolvent passi de la solució concentrada a la diluïda Aquest procés és el contrari de l'osmosi i per això s'anomena osmosi inversa[7]
Si la solució més concentrada és aigua de mar, en aplicar pressió sobre aquesta solució, passarà aigua a l'altra banda de la membrana semipermeable i no les sals[7]
L'aigua de mar s'haurà dessalinitzat per osmosi inversa[7]
L'osmosi inversa s'ha convertit actualment en un dels sistemes més eficients de dessalinitzar l'aigua marina[7]
El procés requereix un consum d'energia elevat [7]
Les propietats col·ligatives de les solucions són de gran utilitat per determinar la massa molecular de compostos que no es poden gasificar, o dit d'una altra manera, quan no es poden utilitzar els mètodes descrits per a la determinació de la massa molecular de substàncies en estat gasós [7]
La teoria cineticomolecular (Daniel Bernouilli, 1738) explica per què els gasos són tan compressibles i s'expandeixen indefinidament,[3][8]
Llei de Boyle-Mariotte: L'irlandès Robert Boyle (1662) i el francès Edme Mariotte (1676) van determinar la següent llei dels gasos:[11]
Per a una massa de gas, a temperatura constant, el producte de la pressió que exerceix el gas pel volum que ocupa és constant (3)
p1V1 = p2V2 = p3V3 = constant
sempre per una mateixa massa de gas a la mateixa temperatura
Un gas que compleix exactament la llei de Boyle-Mariotte i altres lleis dels gasos rep el nom de gas perfecte o gas ideal (3). Els gasos que hi ha a la natura, anomenats gasos reals, només compleixen les lleis dels gasos de manera aproximada
Llei de Charles i Gay-Lussac: Louis Joseph Gay-Lussac (1802) esmenta el treball publicat de Jacques Charles (1797) en la publicació d'aquesta llei dels gasos. Guillaume Amontons (1702) la va anticipar:[12]
V1 / T1 = V2 / T2 = V3 / T3 = constant
Tots els gasos que tenen el mateix volum es dilaten de la mateixa manera amb un mateix augment de temperatura (3)
La pressió d'un gas varia amb la temperatura a volum constant: L'experiència demostra que, quan un gas determinat s'escalfa en un recipient tancat, augmenta la pressió exercida pel gas sobre les parets del recipient que el conté
El nombre d'Avogadro (1811) o constant d'Avogadro (NA o L) és una constant física fonamental que representa el nombre d'entitats elementals que hi ha en un mol: NA = 6,02214179 1023 mol-1 (Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro, 19)
La llei de John Dalton o de les pressions parcials (1801) estableix que la pressió total que exerceix una mescla de gasos és igual a la suma de les pressions parcials que exerceix individualment cadascun dels gasos que componen la mescla[7](7, 18)
Llei de William Henry (1803): A una temperatura constant, la quantitat de gas que es dissol en un cert tipus i volum líquid és directament proporcional a la pressió parcial d'aquest gas en equilibri amb el líquid
c = k p
On p és la pressió parcial del gas, c és la concentració del gas i k és la constant de Henry, que depèn de la naturalesa del gas, la temperatura i el líquid[13]
El principi de Blaise Pascal (1647) afirma que qualsevol pressió exercida sobre un fluid incompressible en equilibri dins d'un recipient de parets rígides es transmet d'igual manera en totes direccions i en tots els seus punts[14]
El principi d'Arquimedes de Siracusa (s. II aC): sobre qualsevol cos insoluble, totalment o parcialment submergit en un fluid, hi actua una força vertical que l'empeny cap amunt igual al pes del fluid que desallotja[15]
El principi fonamental de la hidroestàtica estableix que si submergim un cos en un fluid, la pressió exercida pel fluid és proporcional a la profunditat a la qual el submergim
p = g h
en què és la densitat del fluid, és l'acceleració de la gravetat i h és la distància des del cos fins a la superfície del líquid, però cal sumar-hi la pressió exterior que s'exerceix sobre aquest fluid[16]
Llei de Thomas Graham o de difusió dels gasos (1829): Si tenim dos gasos a igual temperatura, es compleix que:[17]
½ m1v12 = ½ m2v22
v1 / v2 = (m2/m1)1/2
per tant, a una temperatura donada, com més gran és la massa de la molècula de gas menor serà la seva velocitat mitjana i també la seva velocitat de difusió[17]
Equació general dels gasos ideals o d'Émile Clapeyron (1834) i Dmitri Mendeléiev (1874):[17]
p V = n R T
p V = mRT / M
M =mRT / pV
Aquesta equació ens permet trobar masses moleculars de gasos si, experimentalment, es determinen p, V, m, i T[17]
M = RT / p
= pM / RT
Aquesta equació ens permet trobar la densitat d'un determinat gas a condicions de pressió i temperatures diferents i, inversament, coneixent la densitat d'un gas a una pressió i temperatures determinades, podem trobar la seva massa molar M i per tant la seva massa molecular[17]
Els valors de la massa molar M i de la densitat trobats a partir de les equacions anteriors no són del tot exactes, ja que s'apliquen als gasos reals les lleis dels gasos ideals[17]
Les desviacions són més petites com més baixa és la pressió i més alta la temperatura[17]
La densitat d'un gas respecte a un altre s'anomena densitat relativa r i ens indica les vegades que un gas és més dens que un altre, mesurats tots dos en les mateixes condicions de pressió i temperatura[17]
La densitat relativa d'un gas respecte d'un altre és igual al quocient de les seves masses moleculars o pesos moleculars [17]
r = MA / MB
aquesta expressió permet trobar la massa molecula d'un gas A, coneixent la massa molecular del gas B i la densitat relativa[17]
Equació de Johannes Diderick van der Waals per a gasos reals (1873): Els gasos reals només compleixen les lleis de Boyle i de Charles i Gay-Lussac a pressions molt baixes i temperatures molt elevades [17]
Segons la teoria cineticomolecular, en la seva forma original primitiva les molècules es consideren punts materials [17]
Quan la pressió tendeix a zero, les distàncies intermoleculars són molt grans i les forces d'atracció entre les molècules són negligibles[17]
Però en realitat, les molècules exerceixen entre elles una petita atracció que creix en augmentar la pressióles molècules pròximes a la paret del recipient que les conté experimenten una força cap a l'interior del gas originada per l'atracció intermolecular, que redueix la intensitat del xoc de les molècules contra la paret [17]
La pressió exercida realment és menor que el valor ideal calculat Segons van der Waal (1873), les forces intermoleculars, en temes de pressió, són inversament proporcionals al quadrat del volum ocupat pel gas i s'expressa per a / V2, on a és una constant característica del gas [17]
La pressió ideal seria p + a / V2 [17]
D'altra banda, en augmentar la pressió sobre la massa de gas es redueix solament l'espai lliure entre les molècules, no el volum tital, ja que l'espai ocupat per les molècules mateixes és incompressible
Designant com a covolum b aquest volum incompressible, l'equació general dels gasos ideals, per a un mol de gas, PV = RT, queda modificada en la forma[17]
(p + a / V2) (V-b) = RT
anomenada equació de van der Waals[17]
Equacions generals de mescles de gasos:[17] En una mescla de gasos, cada gas exerceix la seva pròpia pressió, que és independent de la pressió exercida pels gasos restants que constitueixen la mescla[17]
S'anomena pressió parcial d'un gas B si tot sol ocupés tot el volum de la mescla, a la mateixa temperatura:[17] Se simbolitza per pB [17]
De la definició de pressió parcial es dedueix que, en una mescla de gasos A, B, i C, la pressió parcial del gas B compleix [17]
pB V = nB R T
essent V el volum ocupat per tota la mescla[17]
La pressió pt exercida per una mescla de gasos és igual a la suma de les pressions parcials de tots els seus components (llei de Dalton de les pressions parcials) [17]
pt = pA + pB + pC ···
pt V = nt R T
pB = pt nB / nt
La pressió parcial d'un gas B, en una mescla, és igual a la pressió total multiplicada per la fracció molar del gas B [17]
El quocient nB / nt s'anomena fracció molar del gas B en la mescla gasosa i s'acostuma a representar per B [17]
La fracció molar és un nombre abstracte, més petit que la unitat, ja que significa el nombre de mols que hi ha d'un component en un mol de mescla[17]
La suma de les fraccions molars és igual a la unitat [17]
Referències
[modifica]- ↑ 1,0 1,1 1,2 Ira N. Levine, “Fisicoquímica”, McGraw Hill, México, 1981
- ↑ 2,0 2,1 Diccionari Normatiu Valencià, Acadèmia Valenciana de la Llengua (2016), {{format ref}} http://www.avl.gva.es/lexicval/
- ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 M. Duñach, M. D. Masjuan, E. M. Costafreda, “Física i química · eso 2”, Casals, 2016, ecasals.cat/fiq2eso
- ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 Diccionari de l'Institut d'Estudis Catalans (2006), {{format ref}} http://dlc.iec.cat/results.asp?txtEntrada=gas&operEntrada=0
- ↑ 5,0 5,1 5,2 5,3 Diccionari Normatiu Valencià, Acadèmia Valenciana de la Llengua (2016), {{format ref}} http://www.avl.gva.es/lexicval/
- ↑ 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 6,6 M. Duñach, M. D. Masjuan, “Física i química · eso 1”, Casals, 2013, www.ecasals.net/alumnes/fisicaiquimica1eso
- ↑ 7,00 7,01 7,02 7,03 7,04 7,05 7,06 7,07 7,08 7,09 7,10 7,11 7,12 7,13 7,14 7,15 7,16 7,17 7,18 7,19 7,20 7,21 7,22 7,23 7,24 7,25 7,26 7,27 7,28 7,29 7,30 7,31 7,32 7,33 7,34 7,35 7,36 7,37 7,38 7,39 7,40 7,41 7,42 7,43 7,44 7,45 7,46 7,47 7,48 7,49 7,50 7,51 7,52 7,53 7,54 7,55 7,56 7,57 7,58 7,59 7,60 7,61 7,62 7,63 7,64 7,65 7,66 7,67 7,68 7,69 7,70 7,71 7,72 7,73 7,74 7,75 7,76 7,77 7,78 7,79 7,80 7,81 Maria D. Masjuan, Eva M. Costafreda, Josep M. Dou “Química · batxillerat 1”, Casals, 2016, ecasals.cat/quimica1ba
- ↑ 8,00 8,01 8,02 8,03 8,04 8,05 8,06 8,07 8,08 8,09 8,10 8,11 8,12 8,13 8,14 8,15 8,16 8,17 Marta Duñach, M. Dolors Masjuan, Eva M. Costafreda, Antonio Hernández, “Física i química · eso 3”, Casals, 2016, ecasals.cat/fiq3eso
- ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 9,4 Maria D. Masjuan, Marta Duñach, Eva M. Costafreda, “Física i química · eso 4”, Casals, 2016, ecasals.cat/fiq4eso
- ↑ P. W. Atkins, “Physical Chemistry”, Oxford University Press, Oxford, 1998
- ↑ Santiago Burbano de Ercilla, Carlos Gracia Muñoz, “Física general”. Editorial Tebar, 2003
- ↑ Jerry D. Wilson, Anthony J. Buffa. “Física”. Pearson Educación, 2003
- ↑ Jesús Morcillo, “Temas básicos de química”. Alhambra Universidad, 1989
- ↑ X. Oliver, C. Agelet. “Mecánica de medios continuos para ingenieros”. Ed. UPC, Barcelona, 2000
- ↑ L'Enciclopèdia.cat. “Principi d'Arquimedes”. Grup Enciclopèdia Catalana, Barcelona, 2012
- ↑ Marcus Vitruvius Pollio (ca. 15 BCE). "The Ten Books of Architecture", University of Chicago's Penelope site, 2013
- ↑ 17,00 17,01 17,02 17,03 17,04 17,05 17,06 17,07 17,08 17,09 17,10 17,11 17,12 17,13 17,14 17,15 17,16 17,17 17,18 17,19 17,20 17,21 17,22 17,23 17,24 17,25 17,26 17,27 17,28 Maria D. Masjuan, Elisabet Contra, Eva M. Costafreda, Elisabet Duñach, Joana Pelegrín, “Química · batxillerat 2”, Casals, 2016, ecasals.cat/quimica2ba