CAPITULO VI ESTADO GASEOSO

Transcripción

1 CAPITULO VI ESTADO GASEOSO

2 r á c t i c a m e n t e a l c o m p r i m i r l o. S u e s u v o l u m e n v a r í a p o c o a l c o m p r i m i r l l c o m p r i m i r l o s s u v o l u m e n v a r í a m u c Estados Físicos de la Materia. Características generales.

3 f i j a Sólido. S u v o l u m e n n o v a r í a Tienen forma fija. Su volumen no varía prácticamente al comprimirlo. Su estructura es ordenada. p r á c t i c

4 Líquido Su forma es la del recipiente. Su volumen varía poco al comprimirlo

5 ESTADO GAESOSO Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. Los gases se expanden, tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida.

6 Distintos ejemplos en donde podemos observar gases.

7 El plasma, un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, se considera a veces un cuarto estado de la materia. Estado Plasmático: Es el cuarto estado de la materia, es energético y se considera al plasma, como un gas cargado eléctricamente (ionizado); conformado por moléculas, átomos, electrones y núcleos; estos últimos provenientes de átomos desintegrados. Se encuentra a elevadísimas temperaturas de 20000º C. Ejemplo, el núcleo del sol, de las estrellas, energía atómica. En la superficie terrestre a una distancia de 200 Km, se encuentra el plasma de hidrógeno conformando el cinturón de Van Allen.

8 Según las condiciones a que esté sometido un cuerpo, puede presentarse en cualquiera de los tres estados. Por ejemplo, el hielo de un lago, por efecto del calor del sol, se puede convertir en agua líquida y ésta, evaporarse, pasando así al estado gaseoso. Estos cambios de estado reciben los siguientes nombres:

9 FUSIÓN de SOLIDO a LÍQUIDO Cuando un sólido pasa a estado gaseoso, puede ser por el incremento de temperatura (temperatura de fusión) SUBLIMACIÓN de SÓLIDO a GAS En determinadas condiciones de presión y temperatura, un sólido puede pasar directamente a gas. VAPORIZACIÓN de LÍQUIDO a GAS Si se sigue calentando el líquido, las partículas irán aumentando su energía cinética y algunas conseguirán llegar a la superficie libre del mismo y venciendo la tensión superficial ( F/l) escaparán del líquido, transformándose en gas.

10 SOLIDIFICACIÓN de LÍQUIDO a SÓLIDO LICUEFACCIÓN de GAS a LÍQUIDO SUBLIMACIÓN REGRESIVA de GAS a SÓLIDO

11 GAS IDEAL El gas ideal es un gas hipotético, idealizado del comportamiento del gas real en condiciones corrientes. Un gas real presenta un comportamiento muy parecido a u gas ideal cuando se encuentra a altas temperaturas y bajas presiones. Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura T, la presión P y el volumen V de los gases ideales. Con estos parámetros se dan las Leyes de los gases.

12 Leyes de los Gases Ley de Boyle También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión: V = K a T cte. P Entonces se cumple:

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14 LEY DE CHARLES Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas: Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta. Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye Matemáticamente lo podemos expresar así: :

15 Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una temperatura T 1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V 2, entonces la temperatura cambiará a T 2, y se cumplirá:

16 Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura.

17 Ley de Gay-Lussac Es por esto que para poder envasar gas como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente explote. La presión de un gas que se mantiene a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura: P = K T ( Volumen constante) Y se cumple:

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19 ECUACIÓN COMBINADA DE LAS LEYES DE LOS GASES La ley de Boyle relaciona la presión y el volumen de una muestra de gas a temperatura constante. La ley de Charles relaciona el volumen y la temperatura a presión constante. Al combinar las ecuaciones en una sola expresión, se obtiene la ecuación combinada de las leyes de los gases: P 1 V 1 = P 2 V 2 T 1 T 2

20 ECUACION DE LOS GASES IDEALES Cualquier muestra de gas se puede describir en términos de su presión, temperatura, volumen y número de moles. Gas ideal: Es aquel que obedece las leyes de los gases con exactitud. Muchos gases reales muestran ligeras desviaciones de la idealidad, pero a temperatura y presiones normales las desviaciones suelen ser suficientemente pequeñas para podes despreciarse.

21 El comportamiento de los gases ideales se resume como sigue: Ley de Boyle : V prop. 1/P Ley de Charles : V prop. T Ley de Avogadro : V prop. N (T, n Cte.) (P, n Cte.) (T, P Cte.) Introduciendo una constante de proporcionalidad se tiene: P V = n R T Valores de R R = 8, J/K mol R = 0, L atm/k mol R = 8, x 10-5 m³ atm/k mol R = 8, L kpa/k mol R = 62,3637 L mmhg/k mol R = 62,3637 L Torr/K mol R = 83,14472 L mbar/k mol R = 1,987 cal/k mol R = 10,7316 ft³ psi/ R lbmol

22 LEY DE GRAHAM Thomas Graham descubrió en 1846 que, la velocidad de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar. Para entender mejor este fenómeno, primero definimos lo que es efusión y difusión. Efusión.- Proceso por el que un gas se escapa de un recipiente a través de un poro o pequeño orificio. Difusión.- Movimiento de un gas a través de otro.

23 De acuerdo a la Teoría Cinético Molecular de los gases, la velocidad de difusión o efusión de los gases es igual a : V = 3RT M Donde: R = constante de los gases T = Temperatura absoluta M = Masa molar De la cual podemos obtener dos conclusiones: - Cuando aumenta la temperatura, aumenta la velocidad. - A mayor peso molecular del gas disminuye la velocidad.

24 De acuerdo a la Teoría Cinético Molecular de los gases, la velocidad de difusión o efusión de los gases es igual a : V = 3RT M Donde: R = constante de los gases T = Temperatura absoluta M = Masa molar De la cual podemos obtener dos conclusiones: - Cuando aumenta la temperatura, aumenta la velocidad. - A mayor peso molecular del gas disminuye la velocidad. Relación entre la velocidad y la masa molar de dos gases que se encuentran a las mismas condiciones. V 1 = 3RT y V 2 = 3RT M 1 M 2

25 Relacionando las velocidades, tenemos : V 1 = M 2 V 2 M 1 Por ejemplo : Si comparamos la difusión de los gases, entre el Bromo y el Yodo, se tiene : V Br2 = M I2 = = 1.26 V I2 M Br La V Br2 = 1.26 V I2.

26 MEZCLAS GASEOSAS En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, cada molécula se mueve independientemente, de una forma análoga a como si estuviera totalmente aislada ejerciendo su propia presión. Presión Parcial.- La presión parcial de un gas ideal en una mezcla es igual a la presión que ejercería en caso de ocupar él solo el mismo volumen a la misma temperatura.

27 LEY DE DALTON ó LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES En 1800 John Dalton, mientras estudiaba las propiedades del aire, observó que : La presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla. Matemáticamente se puede expresar la Ley de Dalton como sigue: Si P t es la presión total y P 1, P 2, P 3, etc., son las presiones parciales de los gases de la mezcla, podemos escribir: P t = P 1 + P 2 + P 3 +. (1)

28 Como cada gas se comporta de forma independiente y en forma ideal, podemos reemplazar la presión parcial de cada gas aplicando la ecuación general de los gases de la forma siguiente: P 1 = n 1 ( RT) P 2 = n 2 ( RT) P 3 = n 3 (RT ) (2) V V V Todos los gases de la mezcla están a la misma temperatura y ocupan el mismo volumen; reemplazando la ec. 2 en la ec. 1,se tiene : P t = (n 1 + n 2 + n ) RT V donde: n t = n 1 + n 2 + n 3 + Entonces. P t = n t ( RT) V

29 P 1 = X 1 P t Relacionando las presiones parciales y las fracciones molares, se tiene : Si X i = n i = fracción molar del componente i n t Relacionado la fracción molar con las presiones, P 1 = n 1 RT/V = n 1 P t n t RT/V n t Despejando P 1 : P 1 = (n 1 ) P t ; n t

30 GASES REALES Aunque la ecuación del gas ideal es una descripción muy útil de los gases, todos los gases reales desobedecen esa relación en cierta medida. Los gases reales a presiones altas y temperaturas bajas, la desviación respecto al comportamiento de los gases ideales es grande. En cambio a altas temperatura y baja presión la desviación es pequeña. Esto se puede explicar ya que las moléculas reales tienen un volumen que se aprecia más a altas presiones y lo segundo sería que si existen atracción entre las moléculas gaseosas.

31 ECUACIÓN DE VAN DER WAALS El científico holandés Johannes van der Waals, desarrolló una ecuación muy útil para predecir el comportamiento de los gases reales. van der Waals corrigió la presión, el volumen que ocupan las moléculas del gas y las fuerzas de atracción entre las moléculas: P = nrt - n 2 a V - nb V 2 corrección por el volumen de moléculas corrección por las atracciones moleculares El factor nb reduce el volumen, resta el volumen finito que ocupan las moléculas del gas. El factor n 2 a/v 2, disminuye la

32 presión ; este factor da cuenta de las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas. Reacomodando la ecuación anteriro se tiene: ( P + n 2 a ) (V nb ) = nrt V 2 Las constantes a y b son diferentes para cada gas.

33 Ejercicios y Problemas 1. Una cantidad fija de gas a 23ºC exhibe una presión de 748 torr y ocupa un volumen de 10.3L. Calcular el volumen del gas a una temperatura constante de 23 ºC si la presión aumenta a 1.88 atm. 2. Una muestra de gas ocupa un volumen de 1248 ft 3 a atm y 28ºC. Calcular la presión del gas si su volumen se reduce a 978 ft 3 mientras su temperatura permanece constante. Si la presión fuera la que permanece constante, a que temperatura el gas ocuparía un volumen de 1435 ft Calcular el volumen de un gas, en litros, si 2.46 mol tinene una presión de 1.28 atm a una temperatura de -6ºC. 4. El Hindenburg fue un dirigible famoso llenado con hidrógeno que explotó en Si el Hindenburg contenía 2.0 x 10 5 m 3 de hidrógeno gaseoso a 23ºC y 1.0 atm, calcular la masa de hidrógeno presente.

34 5.- Un anuncio de neón está hecho con tubos de vidrio con un diámetro interior de 4.5 cm y una longitud de 5.3 m. Si el anuncio contiene neón a una presión de 2.03 torr a 35ºC, Cuántos gramos de neón hay en el anuncio? (El volumen de un cilindro es r 2 h ). 6.- Calcular la densidad del NO 2 gaseoso a atm y 35ºC. 7.- Calcular la masa molar de un vapor que tiene una densidad de 6.345g/L a 22ºC y 743 torr. 8.- El Hidruro de calcio, CaH 2, reacciona con agua para formar H 2 gaseoso: CaH 2 (s) + 2H 2 O (l) Ca(OH) 2 (ac) + 2H 2 (g) Cuántos gramos de CaH2 se necesitan para generar 64.5 L de H2 gaseoso si a presión del H 2 es de 814 torr a 32ºC? 9.-La oxidación metabólica de la glucosa C 6 H 12 O 6, en el cuerpo humano produce CO2, que es eliminado por nuestros pulmones como gas: C H O + 6O 6CO + 6H O

35 Calcular el volumen de CO2 producido a temperatura de 37ºC y 0,970 atm cuando se consume 24.5g de glucosa en esta reacción Una mezcla que contiene mol de He (g), mol de Ne (g), y mol de Ar (g) esta confinada en un recipiente de 7.00L a 25ºC. Calcular la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total de la mezcla Determine la fracción molar de cada componente de una mezcla de 6.55g de O2, 4.92g de N2 y 1.32g de H2 y la presión parcial en atm de cada componente de si se encierra en un recipiente de 12.40L a 15ºC A una profundidad bajo el agua de 250 ft, la presión es de 8.38 atm. Qué porcentaje en mol de oxígeno debe tener el gas de buceo para que la presión parcial del oxígeno en la mezcla sea de 0.21 atm, igual que en el aire a 1 atm?

36 13.- Calcular la razón de las velocidades de efusión del N2 y el O Calcular la velocidad de un átomo de He a 25ºC en m/s Calcule la presión que el CCl 4 ejerce a 40ºC si 1.00 mol ocupa 28.0L, suponiendo que a( el CCl 4 obedece la ecuación del gas ideal y b) el CCl 4 obedece la ecuación de van der Waals. El valor de a =20.4 L 2 -atm/mol 2 y b= L/mol Una burbuja de gas con un volumen de 1.0 mm3 se produce en el fondo de un lago donde la presión es de 3.0 atm. Calcular el volumen que tendrá la burbuja cuando ésta llegue a la superficie del lago, donde la presión es de 695 torr, suponiendo que la temperatura no cambia Una mezcla gaseosa de O 2 y Kr tiene una densidad de g/l a 435 torr y 300K. Calcular el porcentaje en mol de O 2 en la mezcla.