EL ESTADO GASEOSO. Los gases son fluidos y están compuestos de partículas en movimientos constante y al azar.

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1 GASES

2 EL ESTADO GASEOSO Los gases son fluidos y están compuestos de partículas en movimientos constante y al azar. Los gases se expanden hasta llenar el recipiente que los contiene y también, se pueden comprimir, es decir, el volumen que presentan es variable. En los gases, las fuerzas entre los átomos y las moléculas no tienen efectos apreciables; están muy separados y se mueven rápidamente, por esta razón, los gases carecen de forma definida y adoptan la del recipiente que los contiene.

3 PROPIEDADES DE LOS GASES Un gas presenta gran facilidad para dispersarse en el aire o a través de otro gas propiedad que se conoce con el nombre de difusión. Cuando dos gases entran en contacto, se mezclan hasta quedar uniformemente repartidas las partículas de uno en otro, esto es posible por el gran espacio existente entre sus partículas y por el continuo movimiento de estas

4 PROPIEDADES DE LOS GASES Los gases están compuestos por partículas muy pequeñas llamadas moléculas Tomando como referencia el tamaño de las partículas de un gas, existe una gran distancia de espacio vacío entre ellas, lo que hace posible su compresión, es decir, la reducción o disminución de los espacios vacíos entre sus moléculas; lo cual se logra aumentando la presión (una fuerza externa).. Este enunciado explica la propiedad de la compresión y la baja densidad de los gases.

5 PROPIEDADES DE LOS GASES Dilatación Cuando se calienta una muestra de gas, aumenta la velocidad promedio de sus partículas, las cuales se mueven en un espacio mayor, dando como resultado que todo el gas aumenta su volumen se han expandido. Los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el espacio en el que se encuentran

6 Variables que afectan el comportamiento de los gases Estas propiedades de los gases se deben a su composición, su comportamiento y a cuatro importantes factores la presión (P), la temperatura (T), el volumen (V) y el número de moles (n).

7 Variables que afectan el comportamiento de los gases Las pequeñas moléculas de los gases colisionan con las paredes de sus contenedores, ejerciendo presión (P). La presión es la fuerza que se ejerce por unidad de área (P = F/A) y en el caso de los gases se mide en atmósferas, milímetros de mercurio o Torricelli (atm, mmhg ó Torr) con un manómetro. Presión = Fuerza / Área P = F / A 1 Atm = 760 Torr = 760 mmhg

8 Variables que afectan el comportamiento de los gases En un gas la temperatura (T) es una magnitud que se relaciona con la medida de velocidad promedio con que se mueven las partículas, es decir su energía cinética. Entre mayor la temperatura de un gas, mayor el movimiento de sus moléculas y viceversa, razón por la cual se dice que los gases se expanden al calentarse y se comprimen al enfriarse. Si la temperatura disminuye lo suficiente, los gases se hacen líquidos.

9 Variables que afectan el comportamiento de los gases El volumen (V) es la medida del espacio tridimensional que ocupa un cuerpo. En el caso de los gases, estos se expanden para ocupar todo el espacio de los recipientes en los cuales se encuentran. El volumen de los gases usualmente se mide en litros o decímetros cúbicos (L ó dm 3 ) por el tamaño de sus contenedores. MASA: Cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n).

10 LEYES DE LOS GASES 1. Ley de Boyle. Ley de Charles 3. Ley de Gay- Lussac 4. Ley Combinada de los gases 5. Ley de Dalton

11 LEY DE BOYLE La Ley de Boyle, formulada por Robert Boyle, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas el volumen del gas varia de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente: 1. Condición. Condición P 1.V 1 = K P. V =K P 1.V 1 = P. V

12 LEY DE CHARLES El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas cuando la presión es constante VαT (P = constante) V1 T 1 K V1 T 1 V T V T K

13 LEY DE GAY - LUSSAC La presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura, si el volumen permanece constante. P T (V = constante) P 1 T 1 = k 1, en un estado inicial y en un estado final tenemos P T = k. P 1 T 1 = P T (cuando V = constante)

14 LEY DE DALTON La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton) fue formulada por el físico, químico y matemático John Dalton. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin variar la temperatura.

15 Leyes de los gases ideales El comportamiento de los gases se describe a partir Moles Presión Volumen Temperatura

16 LEY COMBINADA DE LOS GASES Para una masa determinada de cualquier gas, se cumple que el producto de la presión por el volumen dividido entre el valor de la temperatura es una constante: P V T = k Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:

17 PRINCIPIO DE AVOGADRO Volúmenes iguales de todos los gases medidos a las mismas condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número demoléculas. V n, es decir, V = k n Bajo condiciones normales (73 K y 1 atm) y teniendo en cuenta que un mol equivale a 6,0x10 3 moléculas, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de,4 litros.

18 LEY DE LOS GASES IDEALES De la ley General de los gases se obtiene la ley de los Gases Ideales. Su expresión matemática es: PV = nrt siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmosfera de presión y a 73 K, como,4 l se obtiene el valor de 0,08 atm L R = mol K

19 Leyes de los gases ideales Ecuación general de los gases ideales Condiciones idénticas de temperatura y presión PV=nTR Cantidades iguales en moles de gas ocupan el mismo volumen,4l,4l,4l,4l,4l,4l A 0 ºC y 1 atm, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de,4 L

20 Ejercicios 1.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm 3 a una presión de 750 mm Hg. Qué volumen ocupará a una presión de 1, atm.si la temperatura no cambia? Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P 1.V 1 = P.V Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas. Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle: 750 mmhg 760mmHg/ atm 80cm 3 1,atm V ; V 65,8cm 3

21 .- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 00 cm 3 a la temperatura de 0ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante. Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac: El volumen lo podemos expresar en cm 3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm 3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin. V1 T 1 V T 3 00cm V 3 ; V 47,78cm. 93K 363K

22 3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 5ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 00ºC. Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac: La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin. P1 T 1 790mm Hg 98K P T P ; P 1055,1 mm. 398K Hg

23 4.- Un gas ocupa un volumen de l en condiciones normales. Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a atm y 50ºC? Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante: P 0 T. V o 1atm.l 73K PV 1 ; o 1 1 la temperatura obligatoriamente debe ponerse en K T atmv. 373K 1 ; V 1 1atm.l.373K atm.73k ; V 1 1,18 Como se observa al aumentar la presión el volumen ha disminuido, pero no de forma proporcional, como predijo Boyle; esto se debe a la variación de la temperatura. l

24 5.- Un recipiente cerrado de l. contiene oxígeno a 00ºC y atm. Calcula: a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente.ar(o)=16. a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles de oxígeno: atm. l atm. l n.0,08.473k; n 0,1mol de O. k. mol 3 g de O es 1 mol X 0,1 mol ; X 3,g b) Utilizando el N A calculamos el número de moléculas de oxígeno: 6, moléculas son 1 mol de O de O 0,1 X de O ; X 6,03.10 moléculas de O

25 6.- Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO o SO 3. Para resolver la duda, los introducimos en un recipiente de 1 l y observamos que la presión que ejercen a 7ºC es de 1,5 atm. De qué gas se trata? Ar(S)=3.Ar(O)=16. Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles correspondientes a esos 4,88 gramos de gas: atm. l 1,5atm.1 l n.0,08.300k; n 0,061mol de O. k. mol La masa molar del gas será: Si 4,88g son 0,061 moles 1 X mol ; X 80g Como la M(SO )=64 g/mol y la M(SO 3 )=80g/mol. El gas es el SO 3

26 7.Un mol de gas ocupa 5 l y su densidad es 1,5 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales. Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la masa del mol: m.v 1 1 m 1,5g / l.5 l 31, 5g Como hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de cualquier gas ocupa,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad: m V 31,5g,4l 1,40g / l

27 Taller Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 l de su gas, medido a 5ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 4,74 %; H,,06 % y Cl, 73,0 %.Ar(O)=16. Ar(H)=1. Ar(Cl)=35,5 En un recipiente de 5 l se introducen 8 g de He, 84 g de N y 90 g de vapor de agua.si la temperatura del recipiente es de 7ºC. Calcular: a) La presión que soportan las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas. Ar (He) = 4; Ar (O) = 16; Ar (N) = 14; Ar (H) = 1. El aire contiene aproximadamente un 1 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en masa. Cuántas moléculas de oxígeno habrá en litros de aire? Cuál es la presión ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de capacidad a la temperatura de 5 ºC?

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