Química · Unidad 4 — Gases
Estequiometría con gases y desviación del comportamiento ideal
Cuando un reactivo o un producto es un gas, la balanza no alcanza: el puente entre el volumen medido y los moles de la ecuación química es P·V = n·R·T. Y conviene saber cuándo ese puente empieza a fallar.
La explicación
El problema y el puente
Una ecuación química habla en moles. Un gas no se pesa: se mide su volumen, su presión y su temperatura. La ecuación del gas ideal es lo que traduce entre los dos idiomas, en los dos sentidos.
El camino, siempre el mismo
2. Llevá el dato a moles: si es una masa, n = m/M; si es un gas, n = P·V/(R·T) con T en kelvin.
3. Cruzá con los coeficientes de la ecuación para obtener los moles de la sustancia que te piden.
4. Volvé a la magnitud pedida: masa con m = n·M, o volumen y presión con P·V = n·R·T.
5. Controlá el orden de magnitud contra el volumen molar.
El paso 3 es el único que es propiamente química; los otros cuatro son traducción. Por eso conviene hacerlos en este orden y no todo junto: el error casi siempre está en el cruce, y si las conversiones ya están hechas se ve enseguida.
Un atajo que sólo vale entre gases
Si dos gases están a la misma presión y temperatura, sus volúmenes son proporcionales a sus moles. Entonces los coeficientes de la ecuación se pueden leer directamente como volúmenes:
1 L de N₂ + 3 L de H₂ → 2 L de NH₃
Esto es la hipótesis de Avogadro en acción, y ahorra la conversión a moles y la vuelta. No sirve si alguno de los participantes es sólido o líquido, ni si los gases están medidos en condiciones distintas.
Dónde deja de servir el modelo ideal
El gas ideal supone dos cosas que son falsas y no importan casi nunca: que las partículas no ocupan volumen y que no se atraen entre sí. A presión baja las partículas están tan separadas que ninguna de las dos se nota. A presión alta, sí.
La desviación se mide con el factor de compresibilidad:
Para un gas ideal Z = 1 exactamente, a cualquier presión. Para un gas real:
- Z < 1: el gas ocupa menos volumen que el predicho. Mandan las atracciones entre partículas, que las juntan. Pasa a presiones moderadas y temperaturas bajas.
- Z > 1: el gas ocupa más volumen que el predicho. Manda el volumen propio de las partículas, que ya no es despreciable frente al del recipiente. Pasa a presiones muy altas.
La regla práctica se deduce de eso: el modelo ideal anda bien a presión baja y temperatura alta. Presión baja porque las partículas están lejos; temperatura alta porque se mueven tan rápido que las atracciones no llegan a frenarlas.
Para las condiciones de esta materia —presiones de pocas atmósferas— tomar Z = 1 es perfectamente razonable. Saber que existe sirve para dos cosas: entender por qué un gas se puede licuar si se lo comprime y enfría, y no sorprenderse cuando un dato experimental no coincide con la cuenta en la tercera cifra.
Se descomponen por calentamiento 20,02 g de carbonato de calcio según CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g). Datos: masas atómicas Ca 40,1 · C 12,0 · O 16,0; R = 0,082 L·atm/(mol·K); T(K) = t(°C) + 273. a) ¿Cuántos moles de CO2 se producen? b) ¿Qué volumen ocupa ese gas a 1,0 atm y 27 °C? c) ¿Y si se lo recoge en CNPT?
a) De la masa a los moles. Primero la masa molar del carbonato, sumando los átomos:
n(CaCO3) = 20,02 / 100,1 = 0,20 mol
Ahora el cruce estequiométrico. La ecuación ya está balanceada y la proporción es 1 a 1:
b) De los moles al volumen. La temperatura a kelvin —27 + 273 = 300 K— y a la ecuación:
c) En CNPT. Ahora T = 273 K, y el volumen molar es el famoso 22,4 L:
Menos volumen, porque el gas está más frío. Fijate que el óxido de calcio que también se forma no aparece en ninguna cuenta de volumen: es un sólido, y el atajo de los volúmenes no lo alcanza. Su masa se calcularía aparte, con m = n·M.
Dónde se cae la mayoría
- Usar el volumen del gas directamente como si fueran moles. El atajo de los volúmenes vale sólo entre gases medidos a la misma presión y temperatura; con sólidos o líquidos en el medio hay que pasar por moles.
- Reemplazar los grados Celsius en P·V = n·R·T al convertir el gas de la reacción. La T va en kelvin: T(K) = t(°C) + 273.
- Aplicar 22,4 L/mol cuando las condiciones no son CNPT. Si el enunciado da otra presión u otra temperatura, hay que calcular el volumen molar con la ecuación.
- Dar vuelta la proporción estequiométrica. Conviene escribirla como fracción con las unidades puestas, «2 mol de NH3 por cada 3 mol de H2», y ver que se cancele lo que sobra.
- Creer que Z distinto de 1 es un error de medición. Es el gas real apartándose del modelo: por debajo de 1 mandan las atracciones y por encima, el volumen propio de las partículas.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Estequiometría con gases y desviación del comportamiento ideal →Los otros temas de la unidad 4
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