Tema 12. Gases. Química General e Inorgánica A ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA

Tamaño: px

Comenzar la demostración a partir de la página:

Download "Tema 12. Gases. Química General e Inorgánica A ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA"

Montserrat Acosta Carrasco
hace 7 años
Vistas:

1 Tema 12 Gases Química General e Inorgánica A ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA

2 Variables que determinan el estado de agregación Tipo de material o materia Temperatura Presión 2.2 Elementos que existen como gases a 25 0 C y 1 atmósfera 2.3

Características físicas de los gases no tienen forma ni volumen propio (adoptan el volumen y la forma del recipiente que los contiene) presentan un desorden total sus moléculas tienen

grandes espacios intermoleculares difunden con gran rapidez unos en otros.

3 Características físicas de los gases no tienen forma ni volumen propio (adoptan el volumen y la forma del recipiente que los contiene) presentan un desorden total sus moléculas tienen movimientos de vibración, rotación y traslación (tres grados de libertad) pueden fluir son fácilmente compresibles (por efecto de la presión se puede reducir el volumen) debido a los grandes espacios intermoleculares difunden con gran rapidez unos en otros. Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan uniforme y completamente tienen densidades mucho menores que los líquidos y sólidos 2.5 Presión = Fuerza Área Unidades de presión 1 pascal (Pa) = 1 N/m 2 1 atm = 760 mmhg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa Presión atmosférica Barómetro 2.6

Columna de aire 10 millas 0.2 atm 4 millas 0.5 atm Nivel del mar 1 atm 2.7 La Presión Atmosférica (P.A.) y el Barómetro El aire se distribuye sobre la tierra en un manto de 80 Km de espesor.

La presión sobre la superficie de la tierra no es nada despreciable y se conoce como Presión Atmosférica (PA). La P. A. varía con una altura sobre el nivel del mar y con las condiciones del tiempo.

4 Columna de aire 10 millas 0.2 atm 4 millas 0.5 atm Nivel del mar 1 atm 2.7 La Presión Atmosférica (P.A.) y el Barómetro El aire se distribuye sobre la tierra en un manto de 80 Km de espesor. El aire cercano a la tierra está comprimido por el peso del aire que se encuentra sobre él. La presión sobre la superficie de la tierra no es nada despreciable y se conoce como Presión Atmosférica (PA). La P. A. varía con una altura sobre el nivel del mar y con las condiciones del tiempo. La presión del aire sobre la superficie de la tierra es de 1 Kg/cm2. Por encima de unos 3000 m de altitud la respiración se vuelve incómoda para los seres humanos. A una altura de m la P. A. es sólo el 10% de la del nivel del mar. El barómetro es un instrumento que mide la P. A. La P.A. estándar (1 atm) es igual a la P que soporta una columna de mercurio de 760 mm de altura a 0 C en el nivel del mar. Unidades de Presión: 1 torr = 1 mm Hg 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 1, Pa 1 Pa (pascal) = 1 Kg/ m. s = 1 N / m2 1 bar = 105 Pa 2.8

5 Un Ejemplo de Presión Atmosférica y seres vivos 2.9 Que vamos a estudiar? Los modelos, teorías y leyes que me permiten explicar que sucede a nivel molecular y a nivel macroscópico cuando un gas sufre un cambio.

6 Teoría Cinética Molecular las partículas de gas son muy pequeñas y están muy separadas entre sí (fácil compresión, baja densidad) Las partículas de gas se mueven de manera continua, rápida y al azar se puede despreciar la fuerza gravitatoria y las fuerzas de atracción entre las partículas (se mueven en línea recta) cuando las partículas de gas chocan entre sí o con las paredes del recipiente, no pierden energía (son choques elásticos) Al aumentar la temperatura de un gas, se incrementa la energía cinética del mismo (y aumenta el número de choques porque hay mayor movimiento de las partículas) 2.11 Modelo del gas ideal una simplificación necesaria No existen fuerzas de atracción ni de repulsión entre las partículas (la energía de sus moléculas es energía cinética traslacional) Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable. A baja presión y altas temperaturas los gases reales se comportan como ideales (en las condiciones del laboratorio todos los gases se comportan como ideales) Leyes de los gases ideales Ley de Boyle y Mariotte (T 0 constante) Ley de Charles (P constante) Ley de Gay-Lussac (V constante) Ley de Avogadro Ley de Dalton 2.12

Ley de Boyle y Mariotte Relación entre la presión y el volumen de un gas (a T = cte) la presión (h) aumenta el volumen disminuye El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es

7 Ley de Boyle y Mariotte Relación entre la presión y el volumen de un gas (a T = cte) la presión (h) aumenta el volumen disminuye El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión aplicada 2.13 P α 1 / V P = constante 1 / V P x V = constante A temperatura constante, si aumenta la presión debe disminuir el volumen para que el producto P x V se mantenga constante P 1 x V 1 = P 2 x V

15 El volumen de una cantidad fija de gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura

8 Ley de Charles Relación entre el volumen y la temperatura de un gas (a P = cte) Tubo capilar Mercurio baja Temperatura alta Temperatura cuando T aumenta V aumenta 2.15 El volumen de una cantidad fija de gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas Ley de Charles V α T V = constante x T V / T = constante V 1 / T 1 = V 2 / T 2 La temperatura absoluta es en grados Kelvin T (K) = t ( 0 C)

Ley de Gay-Lussac Relación entre la presión y la temperatura de un gas (a V= cte) Cuando se calienta una determinada masa de gas en un recipiente, a volumen constante, su presión aumenta P α T P =

9 Ley de Gay-Lussac Relación entre la presión y la temperatura de un gas (a V= cte) Cuando se calienta una determinada masa de gas en un recipiente, a volumen constante, su presión aumenta P α T P = constante x T P / T = constante P 1 / T 1 = P 2 / T 2 Ejemplo: los aerosoles Al aumentar la temperatura, aumenta el movimiento de las moléculas, su presión aumenta estalla 2.17 Ley de Avogadro A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente V α número de moles (n) Un mol de cualquier gas en CNPT (1 atm y 273,15 K) ocupa un volumen de 22,4 litros volumen molar 2.18 moléculas moles volúmenes 3 (22,4 L) molécula mol volumen 22,4 L moléculas moles volúmenes 2 (22,4 L)

10 El amoniaco se quema en oxígeno para formar monóxido de nitrógeno (NO) y vapor de agua. Cuántos volúmenes de NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión? 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O 1 mol NH 3 1 mol NO a T y P constantes 1 volumen NH 3 1 volumen NO 2.19 Ecuación General del Estado Gaseoso Estado inicial P 1, V 1 y T 1 P 1 V 1 P 2 V = 2 Estado final P 2, V 2 y T 2 T 1 T 2 T = cte T 1 = T 2 Ley de Boyle P = cte P 1 = P 2 Ley de Charles V= cte V 1 = V 2 Ley de Gay-Lussac P 1 V 1 P 2 V = 2 T 1 T 2 P 1 V 1 P 2 V = 2 T 1 T 2 P 1 V 1 P 2 V = 2 T 1 T

Cuando V = 22,4 L P = 1 atm T = 273,15 K PV T = 1 atm x 22,4 L 273,15 K PV T = 0,082 L atm K PV T = R valor constante = R constante de los gases PV = RT cuando n = 1 mol PV = nrt Ecuación general del

11 Cuando V = 22,4 L P = 1 atm T = 273,15 K PV T = 1 atm x 22,4 L 273,15 K PV T = 0,082 L atm K PV T = R valor constante = R constante de los gases PV = RT cuando n = 1 mol PV = nrt Ecuación general del estado gaseoso 2.21 Las condiciones 0 0 C y 1 atm son llamadas condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) Los experimentos muestran que en CNPT, 1 mol de un gas ideal ocupa L PV = nrt R = PV nt = (1 atm)( L) (1 mol)( K) R = L.atm / K.mol = 82,05 atm.ml / K.mol = 2 cal / Kmol 2.22

Cálculos de concentración, peso molecular y densidad de un gas PV = nrt P = n V RT donde n V = concentración P = c RT concentración del gas n = m PM δ = m P = V PV = m PM RT m RT PM V P = δ RT PM

12 Cálculos de concentración, peso molecular y densidad de un gas PV = nrt P = n V RT donde n V = concentración P = c RT concentración del gas n = m PM δ = m P = V PV = m PM RT m RT PM V P = δ RT PM peso molecular del gas densidad del gas 2.23 Ley de Dalton de las presiones parciales V y T son constantes Combinación de gases P 1 P 2 P total = P 1 + P 2 La presión total (P T ) de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales (P 1, P 2, etc.) que ejercen los gases individuales 2.24

$T X A = n A n A + n B X es la fracción molar n A + n B = n t P B = X B P T X B = n B n A + n B P i = X i P T P i es la presión parcial del gas i 2.$

13 Considere un caso en que dos gases, A y B, están en un recipiente de volumen V P A = n A RT V P B = n B RT V P T = P A + P B n A es el número de moles de A n B es el número de moles de B P A = X A P T X A = n A n A + n B X es la fracción molar n A + n B = n t P B = X B P T X B = n B n A + n B P i = X i P T P i es la presión parcial del gas i 2.25 Desviación del comportamiento ideal Gases Reales 1- en los gases reales las moléculas tienen volumen por lo tanto el volumen disponible para que ocupe el gas NO es todo el recipiente V real = V ideal -b volumen que ocupan las moléculas de gas volumen del recipiente covolumen V gas IDEAL > V gas REAL 2- en los gases reales existen fuerzas de atracción entre las Moléculas por lo tanto NO todas las moléculas chocan contra las paredes P gas IDEAL > P gas REAL P ideal = P real + a V 2 porque la presión se mide por el choque de las moléculas contra las paredes del recipiente relacionado con las fuerzas de atracción 2.26

14 Efecto de las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas 2.27 Para n = 1 (un mol de gas) P V = RT gas ideal ( P + a V2 ) (V b) = RT Ecuación de van der Waals (gas real) presión corregida volumen corregido ( P + n2 a V2 ) (V nb) = n RT para n moles a y b son constantes características de cada gas a indica que tan fuerte se atraen las moléculas b es el volumen que ocupan la moléculas 2.28

15 Resumen de fórmulas y aplicaciones I- Para un gas que sufre un cambio de estado (pasa de un estado inicial a uno final) Estado inicial P 1, V 1 y T 1 P 1 V 1 P 2 V = 2 Estado final P 2, V 2 y T 2 T 1 II- Para calcular el valor de alguna de las variables (P, V, T 0, n, δ o PM que caracterizan a un gas en un determinado estado. PV = nrt T 2 III- Para calcular Presión Total y Presiones Parciales PT = PA + PB 2.29 P A = X A P T P B = X B P T X A = X B = n A n A + n B n B n A + n B

Documentos relacionados

P V = n R T LEYES DE LOS GASES

P V = n R T LEYES DE LOS GASES Estado gaseoso Medidas en gases Leyes de los gases Ley de Avogadro Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª) Ley de Charles y Gay-Lussac