15. Modificaciones a la ley de los gases ideales | 🎈 Química de gases | Joseleg

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Al igual que las leyes de Avogadro y otras leyes empíricas de gases, la ley de los gases ideales puede modificarse para estado, identidad de la sustancia, pureza, masa, densidad, y número de entidades, así como ser adaptada para sistemas no gaseosos, pero que se describen como ideales por comportarse de manera tal que pueden operarse como si fueran gases.

Formas dinámicas

Al igual que con la ley de Avogadro, la ecuación de estado estático puede modificarse, ya sea para un cambio de estado o para un cambio de identidad de gas, ya sea dos gases mezclados, o un gas al interior de un conjunto total o mezcla de gases.

 🔎 DEMOSTRACION. Demostrar las modificaciones que tiene la ley de los gases ideales para cambio de estado, cambio de identidad y mezcla de gases.

De las formas dinámicas más comunes, tenemos la forma P V T, que ocurre en un cambio de estado a volumen constante.

🔎 DEMOSTRACION. Demostrar la ecuación de estado de los gases ideales para un cambio de estado asumiendo que la masa o cantidad de sustancia del gas permanece constante.

Matamala y González

✔ Ejercicio 7.5. Cierta masa de gas ocupa 20 litros a 27 °C y 380 mm de presión ¿Qué volumen ocupará en C.N.?

✔ Ejercicio 7.6. ¿Cuántos globos de 6 L de capacidad cada uno, en condiciones normales, pueden llenarse con 250 L de hidrógeno, medidos a 68 °F y 587 mm de presión? ¿sobra gas?

Química de Chang 10

✔ Ejemplo 5.7.  Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y la presión son 8 °C y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es 25 °C y la presión es 1.0 atm. Calcule el volumen final (en mL) de la burbuja si su volumen inicial fue de 2.1 mL.

✔ Práctica 5.7. Un gas inicialmente a 4.0 L, 1.2 atm y 66 °C sufre un cambio de modo que su volumen y temperatura finales son 1.7 L y 42 °C. ¿Cuál es su presión final? Suponga que el número de lunares permanece sin cambios.

✔ Problema-5.35. Un globo lleno de gas, que tiene un volumen de 2.50 L a 1.2 atm y 25°C, se eleva en la estratosfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la presión son de -23°C y 3.00 x 10^-3 atm, respectivamente. Calcule el volumen final del globo.

✔ Problema-5.37.   La presión de 6.0 L de un gas ideal en un recipiente flexible se reduce a un tercio de su presión original, y su temperatura absoluta disminuye a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas?

✔ Problema-5.39. Un gas ideal originalmente a 0.85 atm y 66°C se expande hasta que su volumen final, presión y temperatura son de 94 mL, 0.60 atm y 45°C, respectivamente. ¿Cuál era su volumen inicial?

Química la ciencia central 13

✔ Muestra 10.06. Un globo inflado tiene un volumen de 6.0 L al nivel del mar (1.0 atm) y se le permite ascender hasta que la presión sea de 0.45 atm. Durante el ascenso, la temperatura del gas cae de 22 °C a -21 °C. Calcula el volumen del globo en su altura final.

✔ Práctica 10.06.1. Un gas ocupa un volumen de 0.75 L a 20 °C a 720 torr. ¿Qué volumen ocuparía el gas a 41 °C y 760 torr? (a) 1.45 L, (b) 0.85 L, (c) 0.76 L, (d) 0.66 L, (e) 0.35 L.

✔ Ejercicio 10.43c. El cloro se usa ampliamente para purificar los suministros municipales de agua y para tratar las aguas de piscinas. Suponga que el volumen de una muestra particular de gas Cl₂ es 8.70 L a 895 torr y 24 °C. (c) ¿A qué temperatura será el volumen 15,00 L si la presión es 8,76x10² torr?

✔ Práctica 10.06.2. Una muestra de oxígeno gaseoso de 0.50 mol se encuentra confinada a 0 °C y 1.0 atm en un cilindro con un pistón móvil. El pistón comprime el gas de modo que el volumen final es la mitad del volumen inicial y la presión final es de 2.2 atm. ¿Cuál es la temperatura final del gas en grados Celsius?

Hipertexto

✔ Problemas básicos 9. Un gas ocupa un volumen de 520 mL a 25 °C y 650 mmHg de presión. Calcula el volumen que ocuparía el gas a 700 mmHg y 32 °C.

Las condiciones estándar y variación del volumen molar

Las condiciones estándar para la temperatura y la presión son conjuntos estándar de condiciones para que se establezcan mediciones experimentales que permitan realizar comparaciones entre diferentes conjuntos de datos. Los estándares más utilizados son los de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) y el Instituto Nacional de Estándares y Tecnología (NIST), aunque estos no son estándares universalmente aceptados. Otras organizaciones han establecido una variedad de definiciones alternativas para sus condiciones de referencia estándar. En química, IUPAC cambió la definición de temperatura y presión estándar (STP) en 1982:

👉 Hasta 1982, el STP se definió como una temperatura de 273.15 K (0 ° C, 32 ° F) y una presión absoluta de exactamente 1 atm (101.325 kPa).

👉 Desde 1982, STP se define como una temperatura de 273.15 K (0 ° C, 32 ° F) y una presión absoluta de exactamente 105 Pa (100 kPa, 1 bar). Aunque la presión cambia un poco, en la práctica se puede redondear a 1 atm con un error de aproximación de poco más del 1%.

El volumen que calculamos anteriormente se denomina formalmente como volumen molar, ya que es el volumen que ocupa una mol de sustancia en condiciones estándar. El resultado con calculadora es de 22.4 L / mol.

 🔎 DEMOSTRACION. Demostrar una función que permita calcular el volumen molar de un gas para cualquier condición de temperatura y presión.

Matamala y González

✔ Ejercicio 7.19. El volumen molar del acetileno, C₂H₂, a 300 K y 0,45 atm, es:

Química la ciencia central 11

✔ Ejercicio 10.29. (a) ¿Qué condiciones representa la abreviatura STP? (b) ¿Cuál es el volumen molar de un gas ideal en STP? (c) A menudo se supone que la temperatura ambiente es de 25 ° C. Calcule el volumen molar de un gas ideal a 25 ° C y 1 atm de presión. (d) Si mide la presión en bares en lugar de atmósferas, calcule el valor correspondiente de R en L-bar / mol-K.

Modificaciones de la ley de los gases ideales

A parte de las formas dinámicas, la ecuación de estado posee otras modificaciones importantes a saber.

Ecuación de estado en términos de la masa (Estequiometría de gases)

🔎 DEMOSTRACION. Hallar la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar la masa en lugar de la cantidad de sustancia, para sus formas estática y dinámica || Pulse aquí.

Diferentes formas de la ecuación de Estado de los gases ideales que emplea la masa en lugar de la cantidad de sustancia.

Matamala y González

✔ Ejercicio 7.12. ¿Cuál es el peso molecular de un gas de 1 g, si el mismo ocupa 200 ml a 150°C y 760 mmHg?

✔ Ejercicio 7.14. Hallar el peso molecular de un gas, si 725 ml del mismo, a 20°C y 562 mmHg, pesan 0,983 g.

✔ Ejercicio 7.16. ¿Cuánto pesan 0,75 L de cloro, Cl₂, medidos a 20°C y 0,25 atm de presión?

Química de Chang 10

✔ Ejemplo 5.9.  Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso de color amarillo verdoso de cloro y oxígeno y encuentra que su densidad es de 7.71 g / L a 36°C y 2.88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular.

✔ Práctica 5.9. La densidad de un compuesto orgánico gaseoso es 3.38 g / L a 40°C y 1.97 atm. ¿Cuál es su masa molar?

Química la ciencia central 13

✔ Ejercicio 10.31. Suponga que le dan dos matraces de 1 L y le dicen que uno contiene un gas de masa molar 30, el otro un gas de masa molar 60, ambos a la misma temperatura. La presión en el matraz A es X atm, y la masa de gas en el matraz es 1.2 g. La presión en el matraz B es 0.5 X atm, y la masa de gas en ese matraz es 1.2 g. ¿Qué matraz contiene el gas de la masa molar 30 y cuál contiene el gas de la masa molar 60?

✔ Ejercicio 10.32. Suponga que le dan dos matraces a la misma temperatura, uno de volumen 2 L y el otro de volumen 3 L. El matraz de 2 L contiene 4,8 g de gas y la presión del gas es X atm. El matraz de 3 litros contiene 0,36 g de gas, y la presión del gas es 0,1X. ¿Los dos gases tienen la misma masa molar? Si no, ¿cuál contiene el gas de mayor masa molar?

✔ Ejercicio 10.35. Los dirigibles Goodyear, que con frecuencia vuelan sobre eventos deportivos, contienen aproximadamente 175000 pies³ de helio. Si el gas está a 23 °C y 1.0 atm, ¿qué masa de helio hay en un dirigible?

✔ Ejercicio 10.39a. El tanque de un buzo contiene 0.29 kg de O₂ comprimido en un volumen de 2.3 L. Calcule la presión de gas dentro del tanque a 9 °C.

✔ Ejercicio 10.39b. El tanque de un buzo contiene 0.29 kg de O₂ comprimido en un volumen de 2.3 L. ¿Qué volumen ocuparía 0.29 kg de O₂ a 26 °C y 0.95 atm?

✔ Ejercicio 10.40a. Una lata de aerosol con un volumen de 250 ml contiene 2.30 g de gas propano C₃H₈ como propulsor. Si la lata está a 23 °C, ¿cuál es la presión en la lata?

✔ Ejercicio 10.40c. Una lata de aerosol con un volumen de 250 ml contiene 2.30 g de gas propano C₃H₈ como propulsor. La etiqueta de la lata dice que la exposición a temperaturas superiores a 130 °F puede hacer que la lata explote. ¿Cuál es la presión en la lata a esta temperatura?

✔ Ejercicio 10.43a. El cloro se usa ampliamente para purificar los suministros municipales de agua y para tratar las aguas de piscinas. Suponga que el volumen de una muestra particular de gas Cl₂ es 8.70 L a 895 torr y 24 ° C. ¿Cuántos gramos de Cl₂ hay en la muestra?

✔ Ejercicio 10.51b. Calcule la masa molar de un gas si 2,50 g ocupa 0,875 L a 685 torr y 35 ° C.

✔ Ejercicio 10.52b. Calcule la masa molar de un vapor que tiene una densidad de 7,135 g/L a 12 ° C y 743 torr.

✔ Ejercicio 10.53. En la técnica del bulbo de Dumas para determinar la masa molar de un líquido desconocido, se vaporiza la muestra de un líquido que hierve por debajo de 100 ° C en un baño de agua hirviendo y se determina la masa de vapor necesaria para llenar el bulbo. A partir de los siguientes datos, calcule la masa molar del líquido desconocido: masa de vapor desconocido, 1,012 g; volumen de bulbo, 354 cm³; presión, 742 torr; temperatura, 99 ° C.

✔ Ejercicio 10.54. La masa molar de una sustancia volátil se determinó mediante el método del bulbo de Dumas descrito en el ejercicio 10.53. El vapor desconocido tenía una masa de 0,846 g; el volumen del bulbo era de 354 cm³, la presión de 752 torr y la temperatura de 100 °C. Calcule la masa molar del vapor desconocido.

✔ Ejercicio 10.74a. Una muestra de 3.00 g de SO₂(g) originalmente en un recipiente de 5.00 L a 21 °C se transfiere a un recipiente de 10.0 L a 26 °C. Una muestra de 2.35 g de N₂(g) originalmente en un recipiente de 2.50 L a 20 °C se transfiere a este mismo recipiente de 10.0 L. ¿Cuál es la presión parcial de SO₂(g) en el recipiente más grande?

✔ Ejercicio 10.74b. Una muestra de 3.00 g de SO₂(g) originalmente en un recipiente de 5.00 L a 21 °C se transfiere a un recipiente de 10.0 L a 26 °C. Una muestra de 2.35 g de N₂(g) originalmente en un recipiente de 2.50 L a 20 °C se transfiere a este mismo recipiente de 10.0 L. (b) ¿Cuál es la presión parcial de N₂(g) en este recipiente?

Hipertexto

✔ Problemas de profundización 12. Calcula el volumen de un tanque de 40 kg de metano (CH₄) a 25 °C y 1 atm. ¿Qué sucederá si se aumenta la temperatura y la presión?

Ecuación de estado en términos de la densidad

🔎 DEMOSTRACION. Hallar la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar la densidad, para sus formas estática y dinámica.

✔ Ejemplo.  La densidad de un compuesto orgánico gaseoso es 3.38 g / L a 40°C y 1.97 atm. ¿Cuál es su masa molar? || Pulse aquí.

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✔ Ejercicio 7.15. Hallar la densidad del amoníaco, NH₃, a 640 mmHg y 27°C.

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✔ Ejemplo 5.8.  Calcule la densidad del dióxido de carbono (CO₂) en gramos por litro (g / L) a 0.990 atm y 55°C.

✔ Práctica 5.8. ¿Cuál es la densidad (en g / L) del hexafluoruro de uranio (UF₆) a 779 mmHg y 62ºC?

✔ Problema-5.47. Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de un gas a 1.00 atm y 27.0 ° C. (a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro (b) ¿Cuál es la masa molar del gas?

✔ Problema-5.48. Calcule la densidad del gas bromuro de hidrógeno (HBr) en gramos por litro a 733 mmHg y 46 °C.

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✔ Muestra 10.07. ¿Cuál es la densidad del vapor de tetracloruro de carbono a 714 torr y 125 °C?

✔ Práctica 10.07.1. ¿Cuál es la densidad del metano, CH₄, en un recipiente donde la presión es de 910 torr y la temperatura es de 255 K? (a) 0.92 g/L, (b) 697 g/L, (c) 0.057 g/L, (d) 16 g/L, (e) 0.72 g/L.

✔ Práctica 10.07.2. La masa molar media de la atmósfera en la superficie de Titán, la luna más grande de Saturno, es de 28.6 g/mol. La temperatura de la superficie es de 95 K y la presión es de 1.6 atm. Suponiendo un comportamiento ideal, calcule la densidad de la atmósfera de Titán.

✔ Muestra 10.08. Un matraz vacío grande inicialmente tiene una masa de 134.567 g. Cuando el matraz se llena con un gas de masa molar desconocida a una presión de 735 torr a 31 °C, su masa es de 137.456 g. Cuando se vuelve a evacuar el matraz y luego se llena con agua a 31 °C, su masa es de 1067.9 g. (La densidad del agua a esta temperatura es de 0.997 g/mL). Suponiendo que se aplica la ecuación del gas ideal, calcule la masa molar del gas

✔ Práctica 10.08.2. Calcula la masa molar promedio del aire seco si tiene una densidad de 1.17 g/L a 21 °C y 740.0 torr.

✔ Ejercicio 10.47. ¿Qué gas es más denso a 1,00 atm y 298 K: CO₂, N₂O o Cl₂? Explique.

✔ Ejercicio 10.48. Clasifique los siguientes gases del menos denso al más denso a 1,00 atm y 298 K: SO₂, HBr, CO₂. Explique.

✔ Ejercicio 10.51a. Calcule la densidad del gas NO₂ a 0,970 atm y 35 °C.

✔ Ejercicio 10.52a. Calcule la densidad del gas hexafluoruro de azufre a 707 torr y 21 °C.

Hipertexto

✔ Problemas básicos 8.3. Determinar el peso molecular de un gas cuya densidad es 1.62 g/L a 200 K y 1.89 atmósferas de presión

Ecuación de estado en términos del número de entidades y la constante de Boltzman

🔎 DEMOSTRACION. Hallar la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar el número de moléculas o átomos de un gas, para sus formas estática y dinámica.

Matamala y González

✔ Ejercicio 7.25. En un tubo de 820 ml con gas enrarecido, la presión es de 1,9x10^-6 mmHg. Si la temperatura es de 0°C, ¿Cuántas moléculas de gas hay en el tubo?

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✔ Problema-5.45. Las moléculas de ozono en la estratosfera absorben gran parte de la radiación dañina del sol. Normalmente, la temperatura y la presión del ozono en la estratosfera son 250 K y 1,0 x 10^-3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono hay en 1.0 L de aire en estas condiciones?

✔ Problema-5.46 Suponiendo que el aire contiene 78 por ciento de N₂, 21 por ciento de O₂ y 1 por ciento de Ar, todo en volumen, ¿cuántas moléculas de cada tipo de gas están presentes en 1.0 L de aire en STP?

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✔ Ejercicio 10.37a. Calcule el número de moléculas en una respiración profunda de aire cuyo volumen es 2.25 L a temperatura corporal, 37 °C y una presión de 735 torr.

Ecuación de estado en términos de la concentración molar

🔎 DEMOSTRACION. Hallar la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar el número de moléculas o átomos de un gas, para sus formas estática y dinámica.

Propiedades coligativas de Henry y de Raoult

Dos de las cuatro propiedades coligativas se pueden derivar de la ley de los gases ideales, mediante el presunto de que una solución líquida lo suficientemente diluida (con una concentración muy, pero muy baja) se comporta como una mezcla de gases ideales. Por ende, podemos modelar el comportamiento de sustancias líquidas con el modelo de un gas, a este tipo de disoluciones se las denomina en consecuencia, disoluciones ideales.

🔎 DEMOSTRACION. Deduzca las leyes de Henry y Raoult a partir de la ecuación de estado de los gases ideales.

Otra consecuencia de tener disoluciones ideales es que el cociente de la mayoría de las unidades de concentración es significativamente semejante, cuestión que demostraremos en el capítulo de propiedades coligativas. Lo importante de este detalle es que podemos tomar la forma dinámica de la ley de Henry, y reemplazar el cociente de concentraciones molares, por el cociente de fracciones molares, y cambiar la identidad de la sustancia por el solvente. Finalmente, si asumimos que la fracción molar inicial del solvente representa la del solvente puro, podemos cancelarla porque sabemos que la fracción molar de cualquier sustancia pura vale 1. La ley resultante recibe el nombre de ley de Raoult.

7. Masa de un gas | 🎈 Química de gases | Joseleg

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Como se mencionó, para medir la presión, la fuerza boyante desviará nuestra medición de la masa de aire, por lo que, para determinar la masa de un gas, primero es importante saber cómo se mide la fuerza boyante, y la clave para esto reside en la bomba de vacío.

Figura 7‑1. Diseño experimental para la estandarización de la fuerza boyante. A la izquierda se mide una masa estándar en aire y a la derecha se mide la misma masa en vacío. La diferencia permite calcular la fuerza boyante que luego puede emplearse para corregir la lectura de las balanzas.

Para pesar un gas con una balanza primero debes pesar una masa de calibración en aire y luego en vacío, el cual se ha generado con una bomba de vacío. La diferencia entre las mediciones de masa nos permite calcular la fuerza boyante, que es constante para una sustancia como el aire, por lo que ahora podremos usar la lectura de masa en aire, y corregirla con la medición de la fuerza boyante.

De lo anterior se deduce que la bomba de vacío fue importante para el desarrollo de la química.

La bomba de vacío

El predecesor de la bomba de vacío fue la bomba de succión. Se encontraron bombas de succión de doble acción en la ciudad de Pompeya. El ingeniero árabe Al-Jazari describió más tarde las bombas de succión de doble acción como parte de las máquinas elevadoras de agua en el siglo XIII (Safley, 2018). La bomba de succión apareció más tarde en la Europa medieval a partir del siglo XV (Shapiro, 1964).

Figura 7‑2. Catherine Molchanova estudiante del Instituto Smolny con una moderna bomba de vacío, por Dmitry Levitzky, 1776

En el siglo XVII, los diseños de bombas de agua habían mejorado hasta el punto de que producían vacíos medibles, pero esto no se entendió de inmediato. Lo que se sabía era que las bombas de succión no podían sacar agua más allá de cierta altura: 18 yardas florentinas según una medida tomada alrededor de 1635, o unos 34 pies (10 m) (Coulston, 1960). Este límite fue motivo de preocupación en los proyectos de riego, drenaje de minas y fuentes de agua decorativas planificadas por el duque de Toscana, por lo que el duque encargó a Galileo Galilei que investigara el problema. Galileo sugiere incorrectamente en sus Dos nuevas ciencias (1638) que la columna de una bomba de agua se romperá por su propio peso cuando el agua se haya elevado a 34 pies (Coulston, 1960). Otros científicos aceptaron el desafío, incluido Gasparo Berti, quien lo replicó al construir el primer barómetro de agua en Roma en 1639 (Solari, 2019). El barómetro de Berti produjo un vacío sobre la columna de agua, pero no pudo explicarlo.

El estudiante de Galileo, Evangelista Torricelli, hizo un gran avance en 1643. Sobre la base de las notas de Galileo, construyó el primer barómetro de mercurio y escribió un argumento convincente de que el espacio en la parte superior era un vacío. La altura de la columna se limitó entonces al peso máximo que la presión atmosférica podía soportar; esta es la altura límite de una bomba de succión.

En 1650, Otto von Guericke inventó la primera bomba de vacío (Solari, 2019). Cuatro años más tarde, llevó a cabo su famoso experimento de los hemisferios de Magdeburg, demostrando que las yuntas de caballos no podían separar dos hemisferios de los que se había evacuado el aire. Robert Boyle mejoró el diseño de Guericke y realizó experimentos sobre las propiedades del vacío. Robert Hooke también ayudó a Boyle a producir una bomba de aire que ayudó a producir el vacío, por lo que ya desde la época de Boyle era posible determinar la masa de un gas sin el inconveniente de la fuerza boyante.

Aislamiento de elementos gaseosos

Ahora que se cuenta con la tecnología para determinar la masa de un gas, el problema recaía en identificar los tipos de gases, siendo estos puros o mezclas, y medir sus masas. Probablemente los primeros gases con los que contaban los científicos eran el aire y los vapores de líquidos volátiles en el vacío, pero para poder avanzar en la historia de la química debemos pasar de propiedades físicas, a propiedades químicas, y eso implica tener a nuestra disposición sustancias puras, sean estos elementos como el oxígeno o compuestos como el dióxido de carbono.

Oxígeno 1604

El oxígeno fue aislado por Michael Sendivogius antes de 1604, pero comúnmente se cree que el elemento fue descubierto de forma independiente por Carl Wilhelm Scheele, en Uppsala, en 1773 o antes, y Joseph Priestley en Wiltshire, en 1774. A menudo se da prioridad a Priestley porque su el trabajo fue publicado primero. Priestley, sin embargo, llamó al oxígeno "aire desflogistizado" y no lo reconoció como un elemento químico. El nombre oxígeno fue acuñado en 1777 por Antoine Lavoisier, quien fue el primero en reconocer el oxígeno como elemento químico y caracterizó correctamente el papel que desempeña en la combustión (Singh, 2021).

Hidrógeno 1766

El hidrógeno fue descubierto por el físico inglés Henry Cavendish en 1766. Los científicos habían estado produciendo hidrógeno durante años antes de que fuera reconocido como un elemento. Los registros escritos indican que Robert Boyle produjo gas hidrógeno ya en 1671 mientras experimentaba con hierro y ácidos (West, 2014).

Dióxido de carbono

Los primeros científicos pudieron observar los efectos del dióxido de carbono mucho antes de saber exactamente qué era. Alrededor de 1630, el científico flamenco Jan van Helmont descubrió que ciertos vapores diferían del aire, que entonces se pensaba que era una sola sustancia o elemento.

Joseph Black, un químico y médico escocés, identificó por primera vez el dióxido de carbono en la década de 1750. Descubrió que la piedra caliza (carbonato de calcio) podía calentarse o tratarse con ácidos para producir un gas que llamó "aire fijo". Observó que el aire fijo era más denso que el aire y no apoyaba al fuego ni a la vida animal. Black también descubrió que cuando se burbujeaba a través de agua de cal (una solución acuosa saturada de hidróxido de calcio), precipitaba carbonato de calcio. Usó este fenómeno para ilustrar que el dióxido de carbono es producido por la respiración animal y la fermentación microbiana. En 1772, el químico inglés Joseph Priestley publicó un artículo titulado Impregnating Water with Fixed Air en el que describía un proceso de goteo de ácido sulfúrico (o aceite de vitriolo, como Priestley lo conocía) sobre tiza para producir dióxido de carbono y obligar al gas a evaporarse (Priestley, 1772; Soentgen, 2010).

Gases elementales conocidos en la época de Avogadro

Para la época de Avogadro ya se contaba con elementos gaseosos puros como cloro, nitrógeno, hidrógeno, oxígeno, así como una variedad de gases compuestos, con los cuales se podían hacer mediciones.

La masa específica y el mol

Con el termómetro, el manómetro y la bomba de vacío, los químicos pronto se dieron cuenta que un determinado gas tendría una relación masa-volumen constante si se mantenía la presión y la temperatura bajo parámetros estables, a este parámetro se lo conoció como la masa específica de un gas, aunque nosotros la llamamos actualmente la densidad.

✔ Ejemplo. Tienes un gas con un volumen de 15 cm³ y una masa de 45 g. ¿Cuál es su densidad en g/cm³?

✔ Ejemplo. Una muestra de CO₂ tiene una densidad de 2.0 g/cm³. Determine el volumen que ocuparía si su masa es de 60 g.

De todos los parámetros de volumen-presión-temperatura posibles, Stanislao Cannizzaro propuso como valores estándar 22.4 L 0°C y 1 atm de presión, lo cual permitió definir pesos estándar para los elementos y compuestos gaseosos, lo cual permitió la aparición de los conceptos de pesos atómicos y moleculares, nombres incorrectos porque las masas medidas no eran ni de átomos o moléculas, sino de cantidades visibles de sustancia, por lo que más tarde se lo definió simplemente como el peso de una mol de sustancia, siendo el mol igual a los 22.4 L a 0°C y 1 atm (Furio, Azcona, & Guisasola, 2002; Furio, Azcona, Guisasola, & Ratcliffe, 2000; Jensen, 2004).

Cantidad de sustancia y número de entidades

Posteriormente se abandonó la conexión entre el mol y las condiciones de gas, y pasó a convertirse en la unidad del parámetro cantidad de sustancia. La cantidad de sustancia igual a 1 mol contiene siempre un numero de partículas fijo que actualmente se denomina como el número de Avogadro (Deslattes, 1980; Güttler, Rienitz, & Pramann, 2019; Perrin, 1911, 1913). De lo anterior podemos análoga el número de Avogadro como semejante al número par o al número docena, es decir, como un conjunto de partículas para contar con comodidad. Contar la cantidad de sustancia es útil ya que permite hacer cálculos sencillos sobre reacciones químicas con información teórica de proporciones, en lugar de emplear proporciones experimentales.

 

Relación masa y cantidad de sustancia

El hecho de que las partículas de gas se expandan no implica que no posean una masa y pesen. Una pipeta de gas propano llena es bastante masiva, esto se debe precisamente a que el gas posee masa, y por lo tanto cuando es afectado por la aceleración gravitacional del planeta también posee un peso asociado. Las unidades de medida de la masa de un gas pueden ser específicas, en cuyo caso empleamos el mol, o inespecíficas, en cuyo caso empleamos gramos u otras unidades no específicas que ya trabajamos en la unidad de estequiometria y disoluciones. 

La variable cantidad de sustancia (n_i) tiene como unidad el mol y sus modificaciones.

La variable masa de sustancia: (m_i) tiene como unidad el kilogramo y sus modificaciones.

Las masas de los gases están vinculadas a reacciones químicas, por lo que una reacción que consuma una sustancia gaseosa disminuirá la masa del gas, mientras que una reacción que produce una sustancia gaseosa aumentará la masa del gas y por consiguiente todas las variables vinculadas a la masa del gas.

El problema con la masa molar “también llamado peso fórmula o peso de la fórmula, peso molecular o masa de la fórmula molecular” M_i es que al estar definida por moles de sustancia si es específica para el tipo de sustancia, para los átomos individuales los valores se sacan de la tabla periódica dado que el peso atómico y la masa molar tienen los mismos valores aunque diferentes unidades (M_i), y para moléculas (M(A_aB_b…Z_z)) hay que hacer una suma ponderada.

El término de ponderación es el subíndice (si_I) que representa la cantidad de veces que se repite un elemento en una molécula.

La unidad de la masa molar es gramos en cada mol de sustancia “g / mol” y dependerá de la cantidad de veces que se repite un átomo en la formula molecular y del peso atómico expresado en la tabla periódica.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Cl₂, S₈, P₄ a cuatro cifras significativas

 

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de He, H₂, N₂ y O₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Cl₂, S₈, P₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de H₂O a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de CO₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de H₃PO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NaOH y Ca(OH)₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NO₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₆H₁₂O₆ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Na₃PO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₃H₈ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de MnCl₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de KClO₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de (NH₄)₂SO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de CaCO₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NH₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de CuSO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₂H₅OH a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de CuSO₄·5H₂O a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NH₄NO₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Al(OH)₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Li₂CO₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de K₂Cr₂O₇ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de KMnO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de metanol CH₃OH a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de HNO₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Na₂O a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Ca(NO₃)₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Fe₂O₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NaI y NaCl a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NaClO y KOH a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Al₂(SO₄)₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₉H₁₀O a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Na₂CO₃ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Mg₃N₂ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₆H₈O₆ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de (NH₄)₂HPO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de H₂SO₄ a cuatro cifras significativas

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de HNO₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NaNO₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de KNO₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de ZnCl₂ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Na₂HPO₄ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de HgCl₂ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NH₄Cl a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de HCN a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de MgCl_2*6H₂O a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de AgNO₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de KHCO₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Na₂B₄O₇ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de ZnSO4 a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de AlCl₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Fe(SO₄)_3*9H₂O a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Cu(NO₃)_2*6H₂O a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de CH₃COOH a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de NiCl₂ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de KAl(SO₄)_2*12H₂O a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₆H₆O a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de C₄H₁₀O₃ a cuatro cifras significativas.

✔ Ejemplo.  Como calcular la masa molar de Fe₂(SO₄)₃ a cuatro cifras significativas.

Una vez que tienes la masa molar puedes calcular los moles o los gramos de un a sustancia manipulando adecuadamente la definición de masa molar M = m / n.

✔ Ejemplo. ¿Cuantos moles hay en 90 g de H₂?

✔ Ejemplo. ¿Cuantos moles hay en 4.0 g de N₂?

Concentración molar de un gas (c)

En química, la concentración es la abundancia de un componente dividido por el volumen total de una mezcla. Se pueden distinguir varios tipos de descripción matemática: concentración de masa, concentración molar, concentración de números y concentración de volumen. Una concentración puede ser cualquier tipo de mezcla química, pero con mayor frecuencia solutos y disolventes en soluciones. La concentración molar (cantidad) tiene variantes como la concentración normal y la concentración osmótica.

Para los gases hay dos tipos de medida de concentración, la primera es la densidad o masa sobre volumen. La segunda es la concentración de cantidad de sustancia, conocida coloquialmente como la concentración molar.

✔ Ejemplo.  Se tiene una muestra de gas metano de 1.80 g en un cilindro de 500 ml, determinar la densidad y la concentración molar. La masa molar del metano es 16 g/mol.

✔ Ejemplo. Una muestra de H₂ tiene una cantidad de sustancia de 80 moles en CN, los cuales están contenidos en un recipiente rígido de 6.0 litros. Determinar la concentración molar de este gas.