BLOQUE 1: ASPECTOS CUANTATIVOS DE LA QUÍMICA

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Paula Fuentes Ramírez
hace 7 años
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1 BLOQUE 1: ASPECTOS CUANTATIVOS DE LA QUÍMICA Unidad 2: Los gases ideales Teresa Esparza araña 1

2 Índice 1. Los estados de agregación de la materia a. Los estados de la materia b. Explicación según la teoría cinética de la materia c. Los cambios de estado 2. Los gases y la teoría cinética 3. Las leyes de los gases: a. Ecuación general de los gases b. Otras formas de expresar la ec. general de los gases c. Aplicación al cálculo de fórmulas moleculares d. Casos particulares e. Ley de Dalton de las presiones parciales f. Otra forma de expresar la Ley de Dalton de las p. parciales 2

3 1. Los estados de agregación de la materia 3

4 1. Los estados de agregación de la materia. Explicación según la Teoría cinética 4

5 II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 1. Los estados de agregación de la materia. Cambios de estado Sublimación Fusión Vaporización L F Sólido Líquido Gaseoso L V Solidificación Licuación Sublimación inversa 5

6 2. Los gases y la teoría cinética Por tanto, según la Teoría Cinética LOS GASES pueden ser descritos como: Pequeñas moléculas con un movimiento caótico: se mueven a gran velocidad y en todas direcciones, chocando continuamente unas con otras y contra las paredes del recipiente. La presión es debida a los choques de las moléculas del gas con las paredes del recipiente. La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura absoluta ( Ec = k T) Las fuerzas intermoleculares son muy débiles. 6

7 3. Leyes de los gases a) Ecuación general de los gases ES MUY IMPORTANTE EXPRESAR CADA MAGNITUD EN LAS UNIDADES ADECUADAS: 7

8 3. Las leyes de los gases EJERCICIO 1 Cuál será el volumen ocupado por 0,50 moles de un gas medido a 20 0 C y 760 mm de presión? EJERCICIO 2 Se recogen 1,25 moles de CO 2 en un recipiente de 20 L y a una temperatura de 25 0 C. Cuál será la presión ejercida por el gas? 8

9 3. Las leyes de los gases b) Otras formas de expresar la ecuación general de los gases 9

10 EJERCICIO 3 Calcular la masa molar de una sustancia gaseosa sabiendo que 3,8 g de la misma, recogidos en un recipiente de 2,0 litros a una temperatura de 15 0 C, ejercen una presión de 770 mm EJERCICIO 4 En una reacción química se ha obtenido CO 2 que, una vez seco, se almacena en un matraz de 1,5 L a una temperatura de 18 0 C, siendo su presión 800 mm. Qué cantidad de gas (g) se ha obtenido en la reacción? 10

11 3. Las leyes de los gases c) Aplicación al cálculo de fórmulas moleculares de sustancias gaseosas FÓRMULA MOLECULAR = (FÓRMULA EMPÍRICA) N donde N = Mm de la sustancia/ Mm de la f. empírica Si la sustancia es gaseosa, la masa molecular la podemos calcular de: P V a R T M EJERCICIO 5 Una muestra de 5 gramos de un cierto hidrocarburo ocupa 4,1 L medidos a una presión de 1 atm y a una temperatura de 27 C. Sabiendo que su composición centesimal es 80 % de C y un 20 % de H, determina la fórmula molecular del hidrocarburo. 11

12 d)casos particulares UNIDAD 2. LOS GASES IDEALES 3. Las leyes de los gases Procesos isotermos (T = cte). Ley de Boyle- Mariotte: 1 1 PV 1; P V P V ; P V Cte P2 V 2 En un proceso isotermo, el producto de la presión ejercida por un gas por el volumen ocupado es constante. P y V son inversamente proporcionales. Procesos isobaros (P = cte). Ley de Charles: P V 1 nr P V T1 2 nrt 2 V T 1 1 ; ; V1 T2 V2 T1 V2 T2 En un proceso isobaro (P=cte), volumen y temperatura son directamente proporcionales P1 V Procesos isocoros (V = cte): Ley de Gay-Lussac: P V 2 nrt 1 nrt 2 P T 1 1 ; ; P1 T2 P2 T1 P2 T2 En un proceso isocoro (V=cte), presión y temperatura son directamente proporcionales. Hipótesis de Avogadro: PV 1 n RT ; n n P V n RT Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. En condiciones normales (P = 1 atm y T = 273 K) tendremos que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará: atm.l 1 mol 0, K nrt K.mol P V n R T; V P 1 atm 22,4 L 12

13 EJERCICIO 6 De la descomposición térmica del clorato de potasio se obtienen 0,130 moles de oxígeno que se recogen en un recipiente de 2 litros a 20 0 C a) Cuál será la presión en el recipiente? b) Cuál será la presión ejercida si la temperatura se eleva hasta 50 0 C? 13

14 3. Las leyes de los gases e. Ley de Dalton para presiones parciales En una mezcla de gases ideales, cada gas ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si él solo ocupase todo el volumen a la misma temperatura, y la presión total de la mezcla coincide con la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen. Podemos concluir que: 14

15 3 Las leyes de los gases EJERCICIO 7 Se mezclan 1 L de oxígeno (O 2 ) y 4 L de nitrógeno (N 2 ) a 1 atm y 25 ºC. Sabiendo que la temperatura es constante, calcula la presión ejercida por cada uno de los gases considerando que se comportan como gases ideales. 15

16 3. Las leyes de los gases f. Ley de Dalton para presiones parciales: otra forma de expresarla Fracción molar, x, de cada componente en la mezcla, es la fracción del número de moles de un determinado componente respecto al número total de moles de todos los componentes de la mezcla: x A = n A /n T x B = n B /n T x C = n C /n T siendo n T = n A + n B + n C Si dividimos entre si las siguientes expresiones: obtenemos la siguiente expresión: Donde se denomina la fracción molar (que también puede expresarse en términos de presiones). Conocida la fracción molar del gas A, se puede determinar su presión parcial: Se debe tener en cuenta que se cumple: 16

17 EJERCICIO 8 En un matraz de 1,0 L se introducen 0,02 moles de oxígeno gas (O 2 ) y 0,03 moles de nitrógeno gas (N 2 ). Si la temperatura es de 20 0 C. Calcular: a) La presión total de la mezcla gaseosa. b) La presión parcial de cada uno de los gases. c) Comprobar que se cumple la ley de Dalton. 17

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