Descripción de los 3 estados de la materia Química General II Estado Gaseoso

Clasificación de los Estados de la Materia. Gases

Líquidos

Sólidos

1. Carecen de forma definida, llenan completamente el recipiente.

1. Carecen de forma definida, adoptan la forma del recipiente.

1. Forma definida (resisten a la deformación)

2. Compresibles

2. Ligeramente compresibles. Volumen definido.

2. Casi incompresibles

3. Baja densidad

3. Alta densidad.

3. Mayor densidad que los líquidos

4. Fluidos

4. Fluidos

4. No son fluidos.

5. Se difunden con rapidez

5. Se difunden a través de otros líquidos

5. Se difunden muy lentamente a través de otros sólidos.

6. Partículas extremadamente desordenadas, mucho espacio vacío, movimiento aleatorio en 3 direcciones.

6. Conjuntos desordenado de partículas muy cercanas entre si, con movimiento aleatorio tridimensional.

6. Orden determinado de partículas, únicamente con movimiento vibratorio, partículas muy cercanas entre si.

Estados de la materia

Comportamiento de los gases. 

No tienen forma definida.



Se difunden del lugar con mayor concentración al lugar con menor concentración.



Se mezclan perfectamente entre si, dando mezclas homogéneas.



Son compresibles (al aumentar la presión, disminuye el volumen).

Comportamiento de los gases 

Son muy poco densos.



Son expandibles, las muestras gaseosas ocupan en su totalidad y de manera uniforme el recipiente que les contiene.



Ejercen presión en sus alrededores.

Comportamiento de los gases.  

Elementos que existen en estado gaseoso a 1 atm y 25ºC. Compuestos que existen en estado gasesos a 1 atm y 25ºC: HF, HCl, HBr, HI, CO, CO2, NH3, NO, NO2, N2O, SO2, H2S y HCN.

Teoría cinética de los gases. 

Explica el comportamiento de un gas en función de:

• Su movimiento • Los cambios de temperatura que experimenta.

Teoría cinética de los gases. 

Las suposiciones principales son: 1. Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre si y ejercen muy poca atracción una con respecto a la otra, excepto a las temperaturas y presiones a las cuales se licua el gas.

Teoría cinética de los gases. 2. Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables. Las colisiones entre las moléculas de gas y las paredes del recipiente son elásticas (no hay ganancia o perdida neta de energía) y son responsables de la presión.

Teoría cinética de los gases. 3. La energía cinética promedio de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura absoluta de la muestra. Las energías cinéticas promedio de moléculas de gases distintos son iguales a una temperatura dada.

Presión 

Se define como la fuerza que actúa sobre una unidad de área.



El Pascal (Pa) es la unidad de medida en el sistema internacional.

Presión atmosférica 

Se debe al peso de la columna de aire de la atmósfera sobre un punto específico de la corteza terrestre..



Usualmente se mide en atmósferas (atm).

Unidades de medido de la presión

1 atm = 14.69 lb/pulg2 1 mm Hg = 1 torr El torr, se nombró así en honor a Evangelista Torricelli que inventó el Barómetro (instrumento que se utiliza para medir la presión).

Ejercicios 1.

Cuántas atm hay en 1000 torr.

2.

A cuántas atm equivalen 205 torr, y 10,000 Pa?

3.

A cuántos torr equivalen 760 mm Hg y 50,000 Pa?

Presión 

La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio de 760 mm de altura a 0ºC y al nivel del mar.



La presión atmosférica cambia con la altura.

Manómetro

Leyes que rigen el comportamiento de los gases. 

Ley de Boyle

• Cuando la temperatura se mantiene constante, el volumen de un gas varía inversamente al cambio de presión.

Ley de Boyle

Ley de Boyle

Ley de Charles 

A presión constante, el volumen de un gas varía directamente con el cambio de temperatura absoluta.

Ley de Charles

Ley de Charles

Ley de Charles

Ley de Gay-Lussac 

A volumen constante, la presión de un gas varía directamente con el cambio de temperatura absoluta.

Ley de Gay-Lussac

Ley general de los gases 

De las tres leyes anteriores se deduce esta ley.

•

•

Siempre y cuando la masa del gas permanezca constante.

Variación de la fórmula cuando se conoce la densidad. (Sabiendo que ρ = m/V)

Condiciones estándar de los gases 

Para los gases, las condiciones de temperatura y presión estándar (T.P.E.) son:

• Presión de 1 atm • Temperatura de 0ºC = 273 K

Ejercicio

• Una masa de oxígeno ocupa 5.00 L bajo una presión de 740 torr. Calcular el volumen de la misma masa de gas a presión estándar, manteniendo la temperatura constante.

Ejercicio

• Una masa de neón ocupa 200 cm3 a 100ºC. Encontrar su volumen a 0ºC, manteniendo la presión constante.

Ejercicio

• Un tanque de acero contiene CO2 a 27ºC y una presión de 12.0 atm. Calcular la presión interna del gas cuando el tanque y su contenido se calientan a 120ºC sin variar el volumen.

Ejercicios

• Dados 20.0 L de NH3 a 5ºC y 760 torr, calcular el volumen a 30ºC y 800 torr.

• Un gas liberado durante la fermentación de glucosa (elaboración del vino) tiene un volumen de 0.78 L cuando se mide a 20.1 ºC y 1.00 atm. ¿Cuál era el volumen de este gas a la temperatura de fermentación 36.5 ºC y a 1 atm de presión?

Ejercicio

• La densidad del oxígeno es 1.43 g/L a T.P.E. Determine la densidad del oxígeno a 17ºC y 700 torr.

Ejercicio

• La densidad del helio es 0.1786 Kg/m3 a T.P.E., si una masa de helio se expande 1,500 veces su volumen inicial cambiando su temperatura y presión. ¿Cuál será su densidad resultante?

Ley de los gases ideales 

Gas ideal: Es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente con la ecuación:

• •

Donde n = número de moles del gas (= gramos del gas (m) / Peso Molecular) Donde R = constante de los gases ideales.

Ley de los gases ideales 

Esta ecuación es el resultado de combinar las tres leyes que describen el comportamiento de los gases ideales, sin variar la masa.

Recordando de la química general I ...



A T.P.E., 1 mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 L y muchos gases reales se comportan como un gas ideal.

Ejercicios

• ¿Cuál es el volumen de un globo de gas que se llena con 4 moles de helio cuando la presión atmosférica es 748 mm de Hg y la temperatura es de 30ºC?

Ejercicios

• ¿Cuál es la densidad del NH3 a 100ºC y 1.15 atm?

• Qué volumen ocupará, 1,216 g de SO2 gaseoso a 18ºC y 755 torr.

Ejercicios 

Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de un gas a 1.00 atm y 27ºC.

a) Calcule la densidad del gas en g/L. b) ¿Cuál es el peso molecular del gas?

Ejercicios 

El cianógeno es un gas tóxico que está compuesto de 46.2% de C y 53.8% de N en peso. A 25ºC y 750 mm de Hg, 1.05 g de cianógeno ocupan 0.500 L. ¿Cuál es la fórmula molecular del cianógeno?

Principio de Avogadro 

Volúmenes iguales de todos los gases a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.



Su aplicación práctica es en estequiometría de reacciones en fase gaseosa.

Principio de Avogadro

Ejercicios

• Qué volumenes de N2 y NH3 en las mismas condiciones de presión y temperatura reaccionan y se producen en la misma reacción que consume 2.58 L de H2?

Ejercicios

• Qué volumen de HCl medido a 300ºC y 5.60 atm puede producirse por reacción de 15.2 L de H2S (en las mismas condiciones de presión y temperatura) con un exceso de Cl2? 8Cl2(g) + 8H2S(g) →

S8(s) + 16HCl(g)

• Qué masa de azufre se forma?

Ejercicios 

Si 0.500 moles de CS2 reaccionan con oxígeno en su totalidad, ¿qué volumen ocupara el SO2?

• A T.P.E.? • A 640 mm Hg y 20ºC CS2(l) + 3O2(g) →

CO2(g) + 2SO2(g)

Ejercicio 

La degradación metabólica de la glucosa C6H12O6 en nuestro organismo produce CO2, el cual es expelido por nuestros pulmones como gas. C6H12O6(s) +6 O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(g)

- Calcular el volumen de CO2 seco producido a la temperatura corporal 37ºC y 1 atm cuando reaccionan 5.00 g de glucosa con 8 g de oxígeno.

Ejercicios 

Cuántos litros de CO2 medidos a T.P.E. se necesitan para reaccionar con 1 Kg de Fe2O3(s)? Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)



Cuántos L de CO2 se producirán a 18ºC y 640 mm Hg si reaccionan 450 L de CO en esas condiciones?

Ejercicios 

Se calienta una mezcla de 1.80 g de KClO3 y KCl hasta que se descompone todo el KClO3 en oxígeno y KCl. El oxígeno liberado, después de secarlo, ocupa 405 mL a 25ºC y a una presión barométrica de 755 torr.

1.

Cuántos moles de O2 se produjeron? Qué porcentaje de la mezcla original era KClO3?

2.

2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3 O2(g)

Ley de Dalton de las Presiones Parciales 

Establece que la presión total de una mezcla de gases que no reaccionan entre si, es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases presentes. Pt = Pa + Pb+ Pc + ... +Pn

Ley de Dalton de las presiones parciales 

Este principio se basa en el supuesto de que todos los gases son ideales. Por ejemplo:

Si en un recipiente cerrado de 1 L a temperatura constante se tiene un gas A a una presión = 0.2 atm y un gas B a una presión = 0.6 atm, la presión total es: Pt = Pa + Pb = 0.2 atm + 0.6 atm = 0.8 atm

Ley de Dalton de las presiones parciales 

Los gases satisfacen la siguiente ecuación: nt = nA + nB + ... +nn Entonces:

Ejemplos: 

En un matraz de 10 L hay 0.2 moles de metano (CH4), 0.3 mol de H2 y 0.4 mol de N2 a 25ºC. Cuál es la presión en atm en el interior del matraz, y cuál es la presión parcial de cada componente en la mezcla de gases.

Recolección de gases sobre agua 

Suponga la reacción:



En el experimento, el gas producido se suele recoger sobre agua, esto es posible debido a la baja solubilidad del mismo en agua. Otro gas como el NH3 no se podría recoger en agua.

Recolección de gases sobre agua

Recolección de gases sobre agua 

Se aplica el siguiente análisis dado que dentro de la botella invertida hay tanto gas como vapor de agua.

Presión de vapor de agua

Ejemplo 

Una muestra de 300 mL de hidrógeno se recogió sobre agua a 21ºC en un día en que la presión atmosférica era 748 torr. La presión de vapor del agua a 21ºC es de 19 torr.

a.

Cuántos moles de hidrógeno se recogieron? Cuál sería la masa de la muestra de hidrógeno?

b.

Ejemplo 

Calcule la masa de nitrógeno seco en 750 mL de nitrógeno húmedo recolectado sobre agua a 25ºC y a 755 torr. La presión de vapor del agua a 25ºC es de 24 mm de Hg.

Ejemplo 

Un trozo de sodio metálico se hace reaccionar con agua completamente como sigue: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g)

El hidrógeno gaseoso generado se recoge en agua a 25ºC. El volumen del gas es 246 mL medido a 1 atm. Calcule el número de gramos de sodio usados en la reacción. La presión de vapor de agua a 25ºC es de 0.0313 atm.

Difusión 

Es el movimiento de un gas de un lugar de alta concentración a uno de baja concentración.



Puede ocurrir a través de otro gas.



A pesar de que las moléculas del gas se mueven a alta velocidad, la difusión de un gas es un proceso gradual.

Difusión

Ley de difusión de Graham 

Las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares o densidades.

V V

1 2



PM PM

2 1

V V

1 2



 

2

1

Ejercicios 

Calcule la razón de la velocidad de difusión del metano con respecto a la del dióxido de azufre.



Una muestra de 100 mL de hidrógeno experimenta difusión a través de un recipiente poroso con una velocidad cuatro veces mayor que la de un gas desconocido. Encuentre el peso molecular de este gas.

Ejercicios 

Si un gas desconocido se difunde a una velocidad que es 0.468 veces la del oxígeno a la misma temperatura. ¿Cuál es el peso molecular de este gas desconocido?



Coloque los gases siguientes en orden creciente de velocidad molecular media a 25ºC: CO, SF6, H2S, Cl2 y HI.

Ejercicios 

La presión en un recipiente que contenía oxígeno puro descendió de 2,000 torr a 1,500 torr en 47 minutos, cuando el oxígeno se escapó a través de un orificio pequeño hacia el vacío. Cuando el mismo recipiente se llenó con otro gas, la caída de presión fue de 2,000 torr a 1,500 torr en 74 minutos. ¿Cuál es el peso molecular del segundo gas a temperatura constante?

Ejercicio 

Bajo ciertas condiciones de T y P, la densidad de un gas X es 1.25 g/L. Un volumen de 15 mL de gas X se difunde a través de un aparato en 1 seg. La velocidad de difusión de un gas Y a través del mismo aparato es 20.4 ml/seg. Calcule la densidad del gas Y bajo las condiciones experimentales.

OJO

• Leer los folletos: 1,2,3,4 y 5 de las hojas de trabajo, y resolver las preguntas que se hacen en los mismos. Todas las respuestas están contenidas en la lectura.