Los Gases y la teoría Cinético - Molecular

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1 Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Los Gases y la teoría Cinético - Molecular Prof. Josefina Canales

2 Algunos gases industriales importantes Nombre - Fórmula Origen y uso Metano (CH 4 ) Depósitos naturales; combustible doméstico Amoniaco (NH 3 ) Del N 2 + H 2 ; fertilizantes y explosivos Cloro (Cl 2 ) Electrólisis del agua de mar; blanqueadores y desinfectantes Oxígeno (O 2 ) Aire licuado, manufactura de acero Etileno (C 2 H 4 ) Descomposición del gas natural por altas temperaturas; plásticos

3 Los tres estados de la materia Gas: Las moléculas están separadas y llenan el espacio posible Líquido: Las moléculas están cerca y se mueven relativamente entre sí Sólido: Las moléculas están cerca una de otra, empacadas en un arreglo regular, y se mueven muy poco entre sí

4 Características importantes de los gases 1) Los gases son altamente compresibles Si una fuerza externa comprime una muestra de gas, éste disminuye su volumen. Al eliminar esta fuerza externa se permite que el gas aumente de volumen otra vez. 2) Los gases son térmicamente expandibles Cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta, y cuando se enfría su volumen disminuye. 3) Los gases tienen relativamente baja viscosidad Los gases fluyen más libremente que los líquidos y los sólidos. 4) La mayoría de los gases tienen densidades bajas La densidad de un gas se expresa en unidades de gramos por litro, mientras que las densidades de los líquidos y los sólidos son en gramos por mililitro, aproximadamente 1000 veces más denso. 5) Los gases son infinitamente mezclables Los gases se mezclan en cualquier proporción, como en el aire, una mezcla de muchos gases.

5 Sustancias que son gases en condiciones normales Sustancia Fórmula MM(g/mol) Helio He 4.0 Neón Ne 20.2 Argón Ar 39.9 Hidrógeno H Nitrógeno N Monóxido de nitrógeno NO 30.0 Oxígeno O Cloruro de hidrógeno HCl 36.5 Ozono O Amoniaco NH Metano CH

6 Presión de la atmósfera Llamada presión atmosférica, o la fuerza ejercida sobre nosotros por la atmósfera que se encuentra encima. Una medida del peso de la atmósfera que presiona sobre nosotros. Presión = Fuerza Área Medida usando un barómetro Un dispositivo que puede medir el peso de la atmósfera sobre nosotros

7 Efecto de la presión atmosférica sobre los objetos en la superficie terrestre A B En A la Presión interna es igual a la Externa. En B cuando es eliminado el aire la Presión Atmosférica aplasta la Lata

8 Barómetro de mercurio Vacío Presión debida a la columna de mercurio Presión atmosférica Mercurio

9 Construcción de un barómetro utilizando agua Densidad del agua = 1.00 g/cm 3 Densidad del mercurio= 13.6 g/cm 3 Altura de la columna de agua = H w altura agua altura mercurio = densidad mercurio densidad agua H w = altura de Hg x densidad del mercurio densidad del agua H w = 760 mm Hg x 13.6/1.00 = 1.03 x 10 4 mm H w = 10.3 m = 33.8 ft

10 El misterio de la bomba de succión Piston P baja Nivel del suelo Nivel del agua subterránea

11 Dos tipos de manómetros Matraz al vacío Extremo cerrado Vacío Niveles de mercurio iguales Extremo abierto A Los niveles de mercurio son iguales B El Gas ejerce presión sobre el mercurio, observándose una diferencia en altura que es igual a la Presión del Gas en C,E C Presión del gas igual a la Presión Atmosférica D Presión del Gas es menor a la Atmosférica E Presión del Gas es mayor a la Atmosférica

12 Unidades comunes de presión Unidad Presión atmosférica Campo científico Pascal (Pa); x 10 5 Pa kilopascal(kpa) kpa Unidad SI; física, química Atmósfera (atm) 1 atm* química Milímetros de mercurio 760 mmhg* química, medicina, ( mm Hg ) biología Torr 760 torr* química Libras por pulgada cuadrada 14.7 lb/in 2 ingeniería ( psi or lb/in 2 ) Bar bar meteorología, química, física

13 Conversión de unidades de presión Problema: Un químico toma una muestra de dióxido de carbono de la descomposición de caliza (CaCO 3 ) en un manómetro de salida cerrada, la altura del mercurio es mm Hg. Calcule la presión del CO 2 en torr, atmósferas, y kilopascales. Plan: La presión está en mmhg, por lo tanto, usamos los factores de conversión de la tabla 5.2. para encontrar la presión en las otras unidades. Solución: conversión de mmhg a torr: P CO2 (torr) = mm Hg x 1 torr = torr 1 mm Hg conversión de torr a atm: P CO2 ( atm) = torr x 1 atm = atm 760 torr conversión de atm a kpa: P CO2 (kpa) = atm x = kpa kpa 1 atm

14 Ley de Boyle : Relación P - V La presión es inversamente proporcional al volumen k k P = o V = o PV=k V P Problemas de cambio de condiciones si n y T son constantes P 1 V 1 = k P 2 V 2 = k k = k Entonces : P 1 V 1 = P 2 V 2

15 La relación entre el volumen y la presión de gas Muestra de gas (aire atrapado) Volumen (ml) Volumen (ml)

16 Aplicación de la ley de Boyle a problemas de gases Problema: Una muestra de gas a una presión de 1.23 atm tiene un volumen de 15.8 cm 3, cuál será el volumen si la presión se incrementa a 3.16 atm? Plan: Comenzamos por convertir el volumen que está en cm 3 a ml y después a litros, entonces hacemos el cambio de presión para obtener el volumen final Solución: V 1 (cm 3 ) P 1 = 1.23 atm P 2 = 3.16 atm 1cm 3 = 1 ml V 1 = 15.8 cm 3 V 2 = desconocido T y n permanecen constantes V 1 (ml) V 1 = 15.8 cm 3 x 1 ml x 1 L = L 1 cm mL 1000mL = 1L V 1 (L) V 2 = V 1 x P 1 = L x 1.23 atm = L 3.16 atm P 2 V 2 (L) x P 1 /P 2

17 Ley de Boyle Una burbuja de gas en el océano El submarino Alvin libera una burbuja de gas a una profundidad de 6000 ft en el océano, como parte de una expedición de investigación para estudiar el vulcanismo subacuático. Suponiendo que el océano es isotérmico (la misma temperatura en toda su extensión), se libera una burbuja de gas que tiene un volumen inicial de 1.00 cm 3, qué tamaño tendrá en la superficie a una presión de 1.00 atm? (Asumiremos que la densidad del agua de mar es g/cm 3, y usaremos la masa del Hg en un barómetro para comparación.) Condiciones iniciales Condiciones finales V 1 = 1.00 cm 3 P 1 =? V 2 =? P 2 = 1.00 atm

18 Continuación del cálculo Presión en la = 6 x 10 3 ft profundidad x m x 100 cm x 1 ft 1 m g SH 2 O 1 cm 3 Presión en la = 172, g presión de SH 2 O profundidad Para un barómetro de mercurio: 760 mm Hg = 1.00 atm, suponga que la sección cruzada de la columna del barómetro es 1 cm 2. La masa de mercurio en un barómetro es: Presión = 1.00 atm x 10 mm x Área x 1.00 cm 3 Hg 760 mm Hg 1 cm 1 cm g Hg x 172,619 g = Presión = 167 atm Debido a la presión atmosférica adicional = 168 atm V V 2 = 1 x P 1 = 1.00 cm 3 x 168 atm P = 168 cm 3 = litros atm

19 Ley de Boyle : Globo Un globo tiene un volumen de 0.55 L al nivel del mar (1.0 atm) y puede elevarse a una altitud de 6.5 km, donde la presión es 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece constante (lo que obviamente no es cierto), cuál es el volumen final del globo? P 1 = 1.0 atm P 2 = 0.40 atm V 1 = 0.55 L V 2 =? V 2 = V 1 x P 1 /P 2 = (0.55 L) x (1.0 atm / 0.40 atm) V 2 = 1.4 L

20 Ley de Charles - relación V - T La temperatura está relacionada directamente con el volumen T es proporcional al volumen : T = kv Problema de cambio de condiciones: Dado que T/V = k o T 1 / V 1 = T 2 / V 2 o: T 1 T = 2 T 1 = V 1 x T 2 V 1 V V 2 2 Las temperaturas deben ser expresadas en grados Kelvin para evitar valores negativos

21 La relación entre el volumen y la temperatura de un gas Volumen (L) Tubo de vidrio Tapón del mercurio Temperatura Muestra de aire atrapada Calentador Baño de hielo y agua: 0 C (273 K) Baño de agua hirviendo 100 C (373 K)

22 Problema de la Ley de Charles Una muestra de monóxido de carbono, un gas venenoso, ocupa 3.20 L a 125 o C. Calcule la temperatura ( o C) a la cual el gas ocuparía 1.54 L si la presión permanece constante. V 1 = 3.20 L T 1 = 125 o C = 398 K V 2 = 1.54 L T 2 =? 1.54 L T 2 = T 1 x ( V 2 / V 1 ) T 2 = 398 K x 3.20 L = 192 K T 2 = 192 K o C = K = o C = -81 o C

23 Problema de la Ley de Charles Un globo en la Antártida está a la temperatura interior de una construcción ( 75 o F ) y tiene un volumen de 20.0 L. Cuál será su volumen en el exterior donde la temperatura es -70 o F? V 1 = 20.0 L V 2 =? T 1 = 75 o F T 2 = -70 o F Grados Celsius = ( o F - 32 ) 5/9 T 1 = ( )5/9 = 23.9 o C K = 23.9 o C = K T 2 = ( ) 5/9 = o C K = o C = K

24 Continuación del problema del globo de la Antártida V 1 / T 1 = V 2 / T 2 V 2 = V 1 x ( T 2 / T 1 ) V 2 = 20.0 L x K K V 2 = 14.6 L El globo se encoge de 20 L a 15 L! Sólo por estar en el exterior!

25 Aplicación de la relación Temperatura Presión (Ley de Amontons) Problema: Un tanque de cobre se comprime a una presión de 4.28 atm a una temperatura de o F. Cuál será la presión si la temperatura se eleva a 95.6 o C? Plan: El volumen del tanque no cambia. Y sólo tenemos que tratar con el cambio de la temperatura, y de la presión, entonces convierta a unidades SI, y calcule el cambio en la presión a partir del cambio en la temperatura. Solución: T 1 = (0.185 o F o F)x 5/9 = o C T 1 = o C K = K T 2 = 95.6 o C K = K P 2 = 4.28 atm x = 6.18 atm K K P 1 = P 2 T 1 T 2 P 2 = P 1 x T 2 =? T 1

26 Un experimento para estudiar la relación entre el volumen y la cantidad de un gas Cilindro A Ley de Avogadro Cilindro B

27 La respiración y las leyes de los gases La caja torácica se expande El diagrama se contrae (se mueve hacia abajo) Los pulmones se llenan de aire

28 Cambio de condiciones, sin cambio en la cantidad de gas P x V = constante Por tanto, para el cambio T de condiciones: P 1 x V 1 = P 2 x V 2 T 1 T 2

29 Cambio de condiciones: Problema I Una muestra de gas en el laboratorio tiene un volumen de 45.9 L a 25 o C y una presión de 743 mm Hg. Si la temperatura se incrementa a 155 o C mediante el bombeo (compresión) del gas a un nuevo vlumen de 3.10 ml, cuál es la presión? P 1 = 743 mm Hg x1 atm/ 760 mm Hg=0.978 atm P 2 =? V 1 = 45.9 L V 2 = 3.10 ml = L T 1 = 25 o C = 298 K T 2 = 155 o C = 428 K

30 Cambio de condiciones : Problema I continuación P 1 x V 1 P 2 x V 2 = T 1 T 2 ( atm) ( 45.9 L) P 2 ( L) = ( 298 K) ( 428 K) P 2 = ( 428 K) ( atm) ( 45.9 L) = 9.87 atm ( 298 K) ( L)

31 Cambio de condiciones: Problema II Un globo meteorológico se libera en la superficie de la tierra. Si el volumen fue de100 m 3 en la superficie ( T = 25 o C, P = 1 atm ) cuál será su volumen a la altura tope de 90,000 ft donde la temperatura es - 90 o C y la presión es 15 mm Hg? Condiciones iniciales Condiciones finales V 1 = 100 m 3 V 2 =? T 1 = 25 o C T 2 = -90 o C = 298 K = 183 K P 1 = 1.0 atm P 2 = 15 mm Hg 760 mm Hg/ atm P 2 = atm

32 Cambio de condiciones: Problema II continuación P 1 x V P 1 2 x V 2 = T 1 T 2 V 2 = P 1 V 1 T 2 T 1 P 2 V 2 = ( 1.0 atm) ( 100 m 3 ) ( 183 K) = ( 298 K) ( atm) V 2 = m 3 = 3,100 m 3 o 30 veces el volumen!

33 Cambio de condiciones: Problema III Cuántos litros de CO 2 se forman a 1.00 atm y 900 o C si 5.00 L de Propano a 10.0 atm, y 25 o C se queman en presencia del aire? C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) = 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (g) 25 o C = 298 K 900 o C = 1173 K

34 Cambio de condiciones: Problema III continuación V 1 = 5.00 L V 2 =? P 1 = 10.0 atm P 2 = 1.00 atm T 1 = 298K T 2 = 1173 K P 1 V 1 /T 1 = P 2 V 2 /T 2 V 2 = V 1 P 1 T 2 / P 2 T 1 V 2 = ( 5.00 L) (10.00 atm) (1173 K) = 197 L ( 1.00 atm) ( 298 K) V CO2 = (197 L C 3 H 8 ) x (3 L CO 2 / 1 L C 3 H 8 ) = V CO2 = 591 L CO 2

35 Ley de Avogadro - Cantidad y Volumen La cantidad de gas (moles) es directamente proporcional al volumen del gas n α V o n = kv Para un problema de cambio de condiciones, tenemos las condiciones iniciales y las condiciones finales, y debemos tener asimismo las unidades. n 1 = moles iniciales de gas V 1 = volumen inicial de gas n 2 = moles finales de gas V 2 = volumen final de gas n 1 = n 2 o: n V 1 V 1 = n 2 x 2 V 1 V 2

36 Ley de Avogadro: Volumen y cantidad de gas Problema: El hexafluoruro de azufre es un gas utilizado para rastrear los humos contaminantes en la atmósfera; si el volumen de 2.67 g de SF 6 a1.143 atm y 28.5 o C es 2.93 m 3, cuál será la masa de SF 6 en un contenedor cuyo volumen es m 3 a atm y 28.5 o C? Plan: Debido a que la temperatura y la presión son las mismas, éste es un problema V n, por lo tanto, podemos usar la Ley de Avogadro para calcular las moles del gas, y después usar la masa molecular para calcular su masa. Solución: Masa molar SF 6 = g/mol 2.67g SF g SF 6 /mol = mol SF 6 n V 2 2 = n 1 x = mol SF V 6 x m 3 = 3.39 mol SF m 3 masa SF 6 = 3.39 mol SF 6 x g SF 6 / mol = 496 g SF 6

37 Relación Volumen cantidad de gas Problema: Un globo contiene 1.14 moles (2.298g H 2 ) de hidrógeno y tiene un volumen de L. Qué masa de hidrógeno debe ser agregada al globo para incrementar su volumen a litros? Suponga que T y P son constantes. Plan: El volumen y la cantidad de gas están cambiando con la T y la P constantes, entonces usaremos la Ley de Avogadro, y el formato del cambio de condiciones. Solución: n 1 = 1.14 moles de H 2 n 2 = 1.14 moles +? moles V 2 V 1 = L V 2 = L n 1 n 2 V = 1 V n = n x = 1.14 moles de H x V 1 n 2 = moles = 4.46 moles Masa = 8.99g g = 6.69g agregada T = constante P = constante L L masa = moles x masa molecular masa = 4.46 moles x g / mol masa = 8.99 g H 2 gaseoso

38 Temperatura y presión estándar (STP) Se escogió un conjunto de condiciones estándar para hacer más fácil la comprensión de las leyes y el comportamiento de los gases. Temperatura estándar = 0 0 C = K Presión estándar = 1 atmósfera = 760 mm de mercurio A estas condiciones estándar, si se tiene 1.0 mol de un gas éste ocupará un volumen molar estándar. Volumen molar estándar = litros = 22.4 L

39 Volumen molar estándar n = 1 mol n = 1 mol n = 1 mol P = 1 atm (760 torr) P = 1 atm (760 torr) P = 1 atm (760 torr) T = 0 C (273 K) T = 0 C (273 K) T = 0 C (273 K) V = 22.4 L V = 22.4 L V = 22.4 L Número de partículas de gas = x Número de partículas de gas = x Número de partículas de gas = x Masa = g Masa = g Masa = g d = g/l d = 1.25 g/l d = 1.25 g/l

40 Gases ideales Un gas ideal se define como aquél para el que tanto el volumen de sus moléculas, como la fuerza entre ellas, son tan pequeños que no tienen ningún efecto en el comportamiento del gas. La ecuación del gas ideal es: PV=nRT R = Constante del gas ideal R = J / mol K = J mol -1 K -1 R = l atm mol -1 K -1

41 Variaciones en la ecuación del gas Durante los proceso químicos y físicos, alguna de las cuatro variables en la ecuación del gas ideal puede quedar fija. Por tanto, PV=nRT puede ser redefinida para las variables fijas: Para una cantidad fija a una temperatura constante P V = nrt = constante Ley de Boyle Para una cantidad fija a volumen constante P / T = nr / V = constante Ley de Amontons Para una cantidad fija a presión constante V / T = nr / P = constante Ley de Charles Para un volumen y una temperatura fijos P / n = R T / V = constante Ley de Avogadro

42 Relación entre la ley de los gases ideales y las leyes individuales de los gases fijos n y T LEY DEL GAS IDEAL PV = nrt o V = nrt P fijos n y P fijos P y T Ley de Boyle constante V = P Ley de Charles V = constante x T Ley de Avogadro V = constante x n

43 Evaluación de la constante R, del gas ideal Ideal Ecuación gas Equation del gas PV = nrt R = PV nt ideal A una temperatura y presión estándar, volumen molar = 22.4 L P = 1.00 atm (por definición) T = 0 o C = K (por definición) n = 1.00 mol (por definición) R = (1.00 atm) ( L) = ( 1.00 mol) ( K) L atm mol K O a tres figuras significantes R = L atm mol K

44 Valores de R (constante universal de los gases) en diferentes unidades. R * = atm x L mol x K R = torr x L mol x K R = R = kpa x dm 3 mol x K J ** mol x K * La mayoría de los cálculos en este texto usan los valores de R a 3 cifras significativas. ** J es la abreviación de joule, la unidad de energía del SI. El joule es una unidad derivada compuesta de las unidades básicas Kg x m 2 /s 2.

45 Masa de aire en un globo de aire caliente PV = nrt n = PV / RT ( atm) ( 3.99 x 10 n = 5 L) = 1.58 x 10 4 mol ( L atm/mol K) ( 303 K ) masa = 1.58 x 10 4 aire molar x 29 g aire/aire molar = 4.58 x 10 5 g aire = 458 Kg aire

46 Problema de densidad del amoniaco Calcule la densidad del gas amoniaco (NH 3 ) en gramos por litro a 752 mm Hg y 55 o C. Densidad = masa por volumen de unidad= g / L P = 752 mm Hg x (1 atm/ 760 mm Hg) =0.989 atm T = 55 o C = 328 K n = masa / masa molar = g / M d = = P x M R x T ( atm) ( g/mol) ( L atm/mol K) ( 328 K) d = g / L

47 Cálculo de la masa molar n = Masa masa molar P x V n = = R x T masa masa molar Masa molar = Masa x R x T = MM P x V

48 Determinación de la masa molar de un líquido volátil desconocido (método Dumas) Tubo capilar V conocida T conocida > punto de ebullición del líquido Calentador

49 Método Dumas de la masa molar Problema: Un líquido volátil es puesto en un matraz cuyo volumen es de ml y se deja hervir hasta que desaparece todo el líquido y sólo permanece el vapor a una temperatura de o C y presión de 736 mm Hg. Si la masa del matraz antes y después del experimento es de g y g, cuál es la masa molar del líquido? Plan: Use la ley del gas para calcular la masa molar del líquido. Solución: Presión = 736 mm Hg x 1 atm = atm 760 mm Hg masa= g g = g Masa molar = (1.082 g)( Latm/mol K)(373.2 K) ( atm)(0.590 L) = g/mol Nota: el compuesto es acetona C 3 H 6 O = MM = 58g mol.

50 Cálculo del peso molecular de un gas Gas natural - metano Problema: Se recoge una muestra de gas natural a 25.0 o C en un matraz de ml. Si la muestra tenía una masa de g a una presión de Torr, cuál es el peso molecular del gas? Plan: Utilice la ley del gas ideal para calcular n, después calcule la masa molar. P = Torr x 1mm Hg 1.00 atm x = atm 1 Torr 760 mm Hg Solución: V = ml x 1.00 L = L 1000 ml T = 25.0 o C K = K n = P V R T n = (0.724 atm)(0.250 L) = mol ( L atm/mol K)(298.2 K) MM = g / mol = 15.9 g/mol

51 Mezcla de gases El comportamiento del gas depende en gran medida del número, no de la identidad, de las moléculas. La ecuación del gas ideal se aplica a cada gas de manera individual y a la mezcla total. Todas las moléculas de una muestra de gas ideal se comportan exactamente igual.

52 Ley de Dalton de las presiones parciales - I Definición: En una mezcla de gases, cada gas contribuye a la presión total que se ejercería si el gas fuera el único presente en un contenedor. Para obtener una presión total, sume todas las presiones parciales: P total = p1+p2+p3+...pi

53 Ley de Dalton de las presiones parciales La presión ejercida por una mezcla de gas ideal se determina por el número total de moles: P=(n total RT)/V n total = suma de las cantidades de cada presión de gas La presión parcial es la presión de gas como si fuera el único que estuviera presente. P = (n 1 RT)/V + (n 2 RT)/V + (n 3 RT)/V +... La presión total es la suma de las presiones parciales.

54 Ley de Dalton de presiones parciales- Problema #1 Un matraz de 2.00 L contiene 3.00 g de CO 2 y 0.10 g de helio a una temperatura de 17.0 o C. Cuáles son las presiones parciales de cada gas, y la presión total? T = 17 o C = 290 K n CO2 = 3.00 g CO 2 / g CO 2 / mol CO 2 = mol CO 2 P CO2 = n CO2 RT/V ( mol CO P CO2 = 2 ) ( L atm/mol K) ( 290 K) (2.00 L) P CO2 = atm

55 Ley de Dalton - Problema #1 continuación n He = 0.10 g He / g He / mol He = mol He P He = n He RT/V P He = (0.025 mol) ( L atm / mol K) ( 290 K ) ( 2.00 L ) P He = 0.30 atm P Total = P CO2 + P He = atm atm P Total = 1.11 atm

56 Ley de Dalton - Problema #2 Uso de fracciones de mol Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de Ne, 0.74 moles de Ar y 2.15 moles de Xe. Cuáles son las presiones parciales de los gases si la presión total es 2.00 atm? # moles total = = 7.35 mol X Ne = 4.46 mol Ne / 7.35 mol = P Ne = X Ne P Total = ( 2.00 atm) = 1.21 atm para el Ne X Ar = 0.74 mol Ar / 7.35 mol = 0.10 P Ar = X Ar P Total = 0.10 (2.00 atm) = 0.20 atm para el Ar X Xe = 2.15 mol Xe / 7.35 mol = P Xe = X Xe P Total = (2.00 atm) = atm para el Xe

57 Humedad relativa presión del agua en el aire Hum Rel = x 100% máxima presión del vapor de agua Ejemplo: la presión parcial del agua a 15 o C es 6.54 mm Hg, Cuál es la humedad relativa? Hum Rel = (6.54 mm Hg/ mm Hg )x100% = 51.1 %

58 Presión del vapor de agua (P H2O ) a diferentes temperaturas T 0 C P (torr) T 0 C P (torr) T 0 C P (torr)

59 Recolección del producto de reacción gaseoso insoluble en agua y determinación de su presión 1 Un producto gaseoso insoluble en agua burbujea a través del agua hasta un tubo de colección 2 La P gas se suma a la presión del vapor de agua (P H2O ) para dar la P total. Como se muestra P total < P atm 3 La P total se iguala a la P atm ajustando la altura del tubo hasta que el nivel del agua se iguala al del vaso de precipitado 4 La P total se iguala a la P gas mas la P total a la temperatura del experimento. Por tanto P gas = P total P H2O

60 Recolección en agua cont. PV = nrt n = PV / RT n = (0.987 atm)(0.156 L) ( L atm/mol K)(293 K) n = mol masa = mol x 2.01 g H 2 / mol H 2 masa = g de hidrógeno

61 Difusión vs. Efusión Difusión Un gas mezclado en otro gas, o gases, cuyas moléculas están colisionando e intercambiando energía entre sí. Efusión Un gas escapando de un contenedor hacia un espacio evacuado. No hay otro (o hay muy poco) para colisiones.

62 Difusión relativa del H 2 contra el O 2 y N 2 gaseosos Peso molecular promedio del aire: 20% O g/mol x 0.20 = % N g/mol x 0.80 = g/mol O aproximadamente 29 g/mol

63 Cálculo de la Ley de Graham Razón Hidrógeno = Razón Aire x (MM Aire / MM Hidrógeno ) 1/2 Razón Hidrógeno = Razón Aire x ( 29 / 2 ) 1/2 Razón Hidrógeno = Razón Aire x 3.95 o Razón Hidrógeno = Razón Aire x 4

64 Ecuación de van der Waals P + n 2 a (V-nb) = nrt V 2 Gas a atm L 2 b mol 2 L mol He Ne Ar Kr Xe H N O Cl CO NH H 2 O

65 Cálculo de van der Waals en un gas real Problema: Un tanque de 20.0 litros contiene cloro gaseoso a una temperatura de C y a una presión de atm. Si el tanque se presuriza a un nuevo volumen de L y una temperatura de C. cuál es la nueva presión usando la ecuación del gas ideal, y la ecuación de van der Waals? Plan: Realice los cálculos Solución: n = PV = (2.000 atm)(20.0l) = mol RT ( Latm/molK)( K) P = nrt = (1.663 mol)( Latm/molK)( K) = atm V (1.000 L) P = nrt - n 2 a = (1.663 mol)( Latm/molK)( K) - (V-nb) V 2 (1.00 L) - (1.663 mol)(0.0562) (1.663 mol) 2 (6.49) (1.00 L) 2 = = atm

66 Edición Osvaldo Muñoz Tecnología Médica FIN

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