UNIDAD 2: ESTADO GASEOSO

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1 UNIDAD 2: ESTADO GASEOSO 1

2 CARACTERISTICAS DE LOS GASES Los gases poseen masa y ocupan un determinado volumen en el espacio, este volumen queda determinado por el volumen del recipiente que los contiene. Los gases son compresibles (se pueden comprimir) y en algunas circunstancias se los puede licuar (transformar en líquidos) o solidificar (transformar en sólidos). El comportamiento de los gases se puede explicar mediante la teoría cinético molecular de los gases. 2

3 En que se basa la teoría cinético molecular de los gases? 1) Todos los gases están formados por pequeñas partículas: átomos o moléculas 2) El tamaño de estas partículas es muy pequeño respecto del espacio que tienen para moverse. (Este postulado se cumple a bajas presiones) 3) Las partículas se mueven constantemente en línea recta, a altas velocidades y en forma totalmente aleatoria 4) La velocidad de las partículas es directamente proporcional a la temperatura a la que se encuentra el gas 5) Al moverse, las partículas chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, este último fenómeno causa la presión de los gases 6) Cuando las partículas gaseosas chocan entre sí, estas no pierden energía 3

4 Gas Ideal Las leyes que se van a explicar se cumplen solamente para un gas que llamaremos gas ideal. En este gas se considera que no existen fuerzas de atracción o de repulsión entre las partículas y además que el volumen de las partículas es despreciable respecto del volumen del recipiente. Ley de Boyle-Mariotte (Isotérmica) El volumen ocupado por una determinada masa gaseosa a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión Esto quiere decir que si la temperatura no varía, al aumentar la presión del gas, el volumen que ocupa esa masa gaseosa disminuye Matemáticamente se puede expresar como: P 1 x V 1 = P 2 x V 2 =... = P n x V n Ecuación

5 Leyes de Charles-Gay Loussac A) Transformaciones Isobáricas (a presión constante) El volumen ocupado por una determinada masa gaseosa a presión constante, es proporcional a su temperatura absoluta Esto quiere decir que si la presión no varía, al aumentar la temperatura del gas, el volumen que ocupa esa masa gaseosa aumenta Matemáticamente se puede expresar como: V 1 / T 1 = V 2 / T 2 =... = V n / T n Ecuación

6 B) Transformaciones Isométricas o Isocoras (a volumen constante) La presión ejercida por una determinada masa gaseosa a volumen constante, es proporcional a su temperatura absoluta Esto quiere decir que si el volumen no varía, al aumentar la temperatura del gas, la presión que ejerce esa masa gaseosa aumenta Matemáticamente se puede expresar como: P 1 / T 1 = P 2 / T 2 =... = P n / T n Ecuación

7 Ley de Avogadro y volumen molar de un gas Volúmenes iguales de gases diferentes, sometidos a las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas Recordando lo que estudiamos en la unidad 1, el volumen molar de un gas es de 22,4 litros cuando el gas se encuentra a 273ºK (0ºC) y a una atmósfera de presión. A estas condiciones se las conoce como Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT) 7

8 Ecuación de estado Combinando todas las ecuaciones que hemos visto (ecuaciones 2.1., 2.2., 2.3.), llegamos a la ecuación combinada de los gases P 1 x V 1 T 1 = P 2 x V 2 T 2 = Constante Ecuación 2.4. La ecuación 2.4. nos dice que para una determinada masa de gas, el producto de la presión por el volumen es igual a una constante por la temperatura absoluta (en ºK). 8

9 De esta forma y generalizando para un número n de moles, llegamos a la ecuación general de los gases ideales P x V = n x R x T Ecuación 2.5. Donde: P es la presión del gas en atmósferas V es el volumen del gas en litros n es el número de moles gaseosos R es la constante general de los gases y su valor es de 0,082 (litros x atmósferas) / (ºK x mol) T es la temperatura absoluta en grados Kelvin (ºK) 9

10 Ejemplo 1: Un gas ocupa 500 ml a 30ºC y 710 mm de Hg. Cuál será el volumen en CNPT? Primero debemos transformar la temperatura de ºC a ºK: ºK = ºC ºK = ºC = 303 ºK Como lo único que cambia son las condiciones bajo las cuales se encuentra el gas, el número de moles no se modifica, por lo que podemos utilizar la ecuación 2.4. P 1 x V 1 T 1 = P 2 x V 2 T 2 Entonces 710 mm Hg x 500 ml 303 ºK = 760 mm Hg x V ºK 10

11 De esta ecuación despejamos V 2 V 2 = (710 x 500 x 273) / (760 x 303) V 2 = 420,85 ml 11

12 Ejemplo 2: La densidad de un gas a 12 atmósferas de presión y 298 ºK es de 56 g / l, Cuál es el peso molecular del gas? Recordando la ecuación 2.5. P x V = n x R x T Recordando conceptos de la unidad 1 n = masa / Peso molecular Re-ordenando la ecuación 2.5. P x V = masa x R x T PM Donde PM es el peso molecular del gas 12

13 Re-ordenando nuevamente PM = masa x R x T P x V Si recordamos que Obtenemos δ = masa / volumen PM = δ x R x T P Reemplazando por los datos del enunciado PM = (56 g / l) x (0,082 l x atm / ºK x mol) x 298ºK 12 atm PM = 114 g / mol 13

14 Ley de las Presiones Parciales La presión parcial de un gas en una mezcla es la presión que el gas ejercería si ocupara él solo, el volumen total del recipiente Otra forma de enunciar la ley es: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla Matemáticamente P T =P 1 + P 2 + P P n Ecuación 2.6. Donde P T es la presión total y P 1, P 2, etc. son las presiones parciales 14

15 Ejemplo 3: 3 moles de un gas A y 2 moles de un gas B están en un recipiente de 1 litro a 320 ºK, calcular las presiones parciales de cada uno de los gases y la presión total. Calculo la presión como si cada uno de los gases estuviera solo ocupando todo el volumen del recipiente: P A = n A x R x T V P B = n B x R x T V P A = 3 moles x 0,082 (L x atm / ºK x mol) x 320 ºK 1 L P B = 2 moles x 0,082 (L x atm / ºK x mol) x 320 ºK 1 L = 78,72 atm. = 52,48 atm. 15

16 La presión parcial del gas A es de 78,72 atmosferas La presión parcial del gas B es de 52,48 atmosferas La presión total es la suma de las presiones parciales P T = P A + P B P T = 78,72 atm. + 52,48 atm. P T = 131,2 atm 16

17 EQUIVALENCIA ENTRE LAS DIFERENTES UNIDADES PARA MEDIR LA PRESIÓN La presión ejercida por los gases se puede medir en diferentes unidades, entre estas unidades encontramos: atmósferas, milímetros de mercurio (mm Hg), Torricelli (torr.), Pascales, barias, etc. Para que resulte más sencillo trabajar con unidades de presión, presentamos un conjunto de equivalencias entre las unidades de presión más comúnmente usadas: 1 atmósfera = 760 mm Hg = 760 torr. = 76 cm Hg = 1,013 x 10 6 barias = 1,013 x 10 5 Pascales 17

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