Algunas sustancias gaseosas a T y P ambiente

Transcripción

1 LOS GASES

2 Algunas sustancias gaseosas a T y P ambiente Fórmula Nombre Características O2 Oxígeno Incoloro,inodoro e insípido H 2 Hidrógeno Inflamable, más ligero que el aire. He Helio Incoloro, inerte, más ligero que el aire. N2 Nitrógeno Incoloro, inerte, el gas más abundante aire Cl2 Cloro Tóxico, amarillo-verdoso. Olor desagradable HCN Cianuro de Hidrógeno Tóxico, produce la muerte HCl Cloruro de Hidrógeno Tóxico, corrosivo. H 2 S Sulfuro de Hidrógeno Tóxico, huele a huevos podridos. CO Monóxido de carbono Tóxico, se genera por la combustión incompleta de hidrocarburos (estufas de butano, tubos de escape de los coches...) CO 2 Dióxido de carbono Incoloro, inodoro, no es tóxico CH 4 Metano Incoloro, inodoro, inflamable NO 2 Dióxido de nitrógeno Tóxico, olor irritante, color marrón. NH 3 Amoniaco Incoloro, olor penetrante.

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4 1.- Propiedades 2.- Magnitudes 3.- Leyes 4.- Ecuación de estado de los gases ideales 5.- Condiciones Normales 6.- Volumen Molar LOS GASES Y SUS LEYES EJERCICIOS DE APLICACIÓN EJERCICIOS DE APLICACIÓN

5 PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO No tienen volumen propio No tienen forma definida Son compresibles Se pueden difundir unos en otros

6 MAGNITUDES QUE DESCRIBEN EL ESTADO Y EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES La cantidad de sustancia gaseosa: Se mide: g, moles... n= m M El volumen: Se mide: L, ml... 1 L = 1000 ml; 1 ml = 1 cm3

7 La temperatura: Se mide en K (S.I.) y en ºC Escala Celsius Escala Kelvin E. Centígrada E. Absoluta T K =t ºC 273

8 La presión: Se debe al choque de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Se mide: Pa, atm, mm de Hg 1 atm es igual a 760 mm Hg

9 ALGUNAS LEYES DE LOS GASES Ley de Avogadro Ley de Boyle Ley de Charles y Gay-Lussac Ley de Gay-LLussac Ley de general de los gases Ley de Dalton o de las presiones parciales

10 LEY DE AVOGADRO El volumen de un gas a temperatura y presión costantes es directamente proporcinal al número de moles. V = Cte. n

11 LEY DE BOYLE A temperatura constante el volumen de una determinada masa de gas es inversamente proporcional a la presión. V = Cte/P

12 LEY CHARLES Y GAY-LUSSAC A P Cte, el volumen de una determinada masa de gas es directamente proporcional a la temperetura absoluta. V = Cte T

13 LEY DE GAY-LUSSAC A volumen constante la presión de una determinada masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. P = Cte T

14 LEY GENERAL DE LOS GASES Cuando se combinan las leyes anteriores se obtiene le relación: PV/T = Cte

15 ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES P.V = n.r.t P V n T R Presión (atm) Volumen (L) Número de moles Temperatura (K) (atml / K mol)

16 EJERCICIO DE APLICACIÓN: Calcular el volumen que ocupan 8 g de helio, He, a 750 mm Hg y 25 ºC. Datos: Ar(He) = 4 u; R = 0,082 atml/kmol Se aplica la ecuación de los gases ideales: PV=nRT P= 750 mmhg/760 mmhg = 0,98 atm T=25+273= 298 K n = m/m = 8/4 = 2 moles PV=nRT 0,98.V = 2.0, ; V = 49,8 L

17 EJERCICIO DE APLICACIÓN: Un recipiente cerrado de 2 L contiene oxígeno a 200 ºC y 2 atm. Calcula: a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente b) Las moléculas de oxígeno. Datos: Ar(O) = 16; R = 0,082 atml/kmol; NA = 6,02.10²³ a) Aplimamos la ec. de los gases: PV = nrt 2.2 = n.0, ; n = 0,1 moles de O2 Calculamos los gramos: n = m/m; m = n.m = 0,1.32 = 3,2 g de O2 b) El número de moléculas es: N = n. NA = 0,1.6,02.10²³ = 6,02.10²² moléculas

18 EJERCICIO DE APLICACIÓN Para determinar la masa molar de un gas desconocido se introducen 4,88 g del gas en un recipiente de 1 L a una temperatura de 27 ºC y se mide la presión que es de 1,5 atm. Cuál es su masa molar? Aplicando la ecuación de los gases ideales calculamos los moles de gas P V =n R T ; n= 1,5 1 =0,061 moles 0, La masa molar de la sustancia gaseosa es: n= m g M g /mol ; M = 4,88 g 0,061 moles =80g/mol

19 CONDICIONES NORMALES Se dice que un gas está en condiciones normales cuando su presión es de 1 atm y su temperatura de 0ºC (273 K) CN P = 1 atm T = 273 K

20 VOLUMEN MOLAR Es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales ( c.n.) 1 mol de un gas cualquiera en c.n. ocupa 22,4 L PV = nrt 1. V = 1. 0, V = 22,4 L

21 EJERCICIO DE APLICACIÓN Calcular el volumen que acupan 150 g de CO2 en condiciones normales. Datos: masas atómicas: C=12; O=16 Calculo el número de moles de CO2 n= m g M g /mol = 150g 44g/mol =3,41 moles Calculo el volumen que ocupan en CN 1 mol encn 22,4 L = 3,41 moles x ; x=76,38 L

22 LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES En una mezcla de gases cada gas ejerce una presión parcial igual que la que ejercería si se encontrase el sólo en el recipiente a la misma temperatura de la mezcla. La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases de la mezcla.

23 EJERCICIO DE APLICACIÓN En un recipiente de 5 L que contiene He en CN, se introducen 2 L de O2 a 1 atm de presión y 27 ºC. La mezcla alcanza una temperatura final de 10 ºC. Calcular la presión parcial que ejerce cada gas y la presión total. n= P V R T = 1 5 =0,22 moles 0, ; P He = 0,22 0, =1,02 atm n= P V R T = 1 2 0, =0,08 moles ; P O 2 = 0,08 0, =0,37 atm 5 P TOTAL =P He P O2 =1,02 0,37=1,39 atm

24 TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA Esta teoría desarrollada en la segunda mitad del siglo XIX amplío la teoría atómico-molecular y explicaba el comportamiento de los gases (las propiedades y las leyes) y buena parte del comportamiento de los sólidos y líquidos. Se puede resumir en los siguientes postulados: Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas) muy pequeñas en relación con la distancia que las separan, de modo que las interaccones entre ellas son despreciables. Las partículas chocan entre sí y con las paredes del recipiente. En los choques, que son elásticos, no pierden energía. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcinal a la temperatura media de la muestra. La velocidad de las moléculas aumenta al aumentar la temperatura.