Resumen de Ejercicios de Enlace Químico y Estructuras de Lewis

## Introducción Los **gases** son uno de los cuatro estados fundamentales de la materia (sólido, líquido, gas y plasma). En este material aprenderás cómo se comportan los gases, las leyes que gobiernan su comportamiento y aplicaciones cotidianas. El enfoque es conceptual y práctico para estudiantes de secundaria. ## ¿Qué es un gas? > Un gas es un conjunto de partículas (átomos o moléculas) que se mueven libremente y ocupan completamente el volumen disponible, adoptando la forma del recipiente que las contiene. ### Características principales - Las partículas están muy separadas entre sí en comparación con sólidos y líquidos. - No tienen forma fija ni volumen fijo: toman la forma y el volumen del recipiente. - Las fuerzas de atracción entre partículas son generalmente pequeñas para gases ideales. ## Modelos y supuestos: gas ideal vs gas real ### Gas ideal > Un gas ideal es un modelo teórico en el que las partículas no interactúan entre sí excepto por colisiones elásticas y el volumen de las partículas es despreciable. - Supuestos: colisiones elásticas, partículas puntuales, sin fuerzas intermoleculares. - Ecuación de estado: $$PV = nRT$$ donde $P$ es presión, $V$ volumen, $n$ moles, $R$ constante de los gases y $T$ temperatura absoluta. ### Gas real > Un gas real exhibe interacciones intermoleculares y el volumen finito de las partículas, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas. - Se corrigen con ecuaciones como la de Van der Waals: $$left(P + a\frac{n^2}{V^2}\right) left(V - nb\right) = nRT$$ donde $a$ y $b$ son constantes características de cada gas. ## Propiedades macroscópicas importantes ### Presión > La presión es la fuerza por unidad de área que ejercen las partículas del gas sobre las paredes del recipiente. - Unidades comunes: Pa, atm, mmHg, torr. - Relación entre unidades: $1\ \text{atm} = 101325\ \text{Pa} = 760\ \text{mmHg}$. ### Temperatura > La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de las partículas del gas. - Escalas: Celsius, Kelvin. Para ecuaciones termodinámicas siempre usar Kelvin: $T_{K} = T_{\degree C} + 273.15$. ### Volumen y número de moles - Volumen $V$ en litros o metros cúbicos. - Moles $n$ relacionan la cantidad de sustancia con el número de partículas mediante la constante de Avogadro $N_A$. ## Leyes de los gases (conceptos y fórmulas) 1. Ley de Boyle (a $T$ constante): $$P V = \text{constante}$$ Ejemplo: si $V$ se duplica, $P$ se reduce a la mitad. 2. Ley de Charles (a $P$ constante): $$\frac{V}{T} = \text{constante}$$ Ejemplo: al calentar un gas en un globo, el volumen aumenta si la presión es constante. 3. Ley de Gay-Lussac (a $V$ constante): $$\frac{P}{T} = \text{constante}$$ 4. Ley combinada: $$\frac{P V}{T} = \text{constante}$$ 5. Ecuación de estado (gas ideal): $$P V = n R T$$ donde $R = 8.314\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$. ## Ejemplos prácticos - Inflar un globo: al introducir aire aumentas $n$ y, si $T$ y $P$ varían, el volumen final depende de $$PV = nRT$$. - Cilindro de gas a presión: conocer $P$, $V$ y $T$ permite calcular la cantidad de sustancia $n = \dfrac{PV}{RT}$. ## Tabla comparativa: gas ideal vs gas real | Característica | Gas ideal | Gas real | |---|---:|---:| | Volumen de partículas | despreciable | finito | | Interacciones | ninguna | presentes (atracción/repulsión) | | Validez | bajas $P$, altas $T$ | altas $P$, bajas $T$ | | Ecuación | $PV = nRT$ | Van der Waals u otras | ## Comportamiento microscópico: teoría cinético-molecular > La teoría cinético-molecular explica la presión como resultado de colisiones de las partículas con las paredes del recipiente. - Energía cinética promedio: proporcional a la temperatura absoluta. Para partículas monoatómicas: $$\overline{E_{k}} = \frac{3}{2} k_B T$$ donde $k_B$ es la constante de Boltzmann. - Velocidad cuadrática media: $$v_{rms} = \sqrt{\frac{3 k_B T}{m}}$$ o en términos de masa molar $M$: $$v_{rms} = \sqrt{\frac{3 R T}{M}}$$