ESTADOS DE LA MATERIA ESTADO GASEOSO Estados de la materia

PROPIEDADES DE LOS GASES

Sólido

Bibliografía: “Química la Ciencia Central”- T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.

“Química General”- McMurry-Fay” “Principios de Química”- P. Atkins y L. Jones. “ Quimica General“- R. Petruci, W.S. Harwood y F.Herring. "Quimica" R. Chang.

PROPIEDADES DE LOS GASES Caracterí Características generales: Se expanden espontáneamente.

Líquido

Gaseoso

En condiciones de P y T adecuadas la mayoría de las sustancias puede existir en cualquiera de los tres estados de la materia.

Vapor Lí quido Sólido

δ(gases) < δ(líquido) < δ(sólido)

11 elementos son gases en condiciones ordinarias de P y T.

Ejemplos Ejemplosde dealgunos algunos compuestos compuestosmoleculares moleculares gaseosos gaseosos

No tienen forma definida. Son fácilmente compresibles. Tienen baja densidad Forman fácilmente mezclas entre si (Ej: aire)

Diferencia entre Gas y Vapor

HF

HCl

HBr

HI

NO

N2O

NO2

NH3

CO

CO2

SO2

SO3

HCN

H2S

CH4

C3H8

C4H10

GAS: GAS sustancia que se encuentra en estado gaseoso a T y P ambiente. VAPOR: fase gaseosa de una sustancia líquida a T y P ambiente.

que es sólida o

PRESIÓ PRESIÓN DE UN GAS

P=

F A

PRESIÓ PRESIÓN ATMOSFÉ ATMOSFÉRICA

Unidades SI (Sistema internacional de Unidades):

Presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie terrestre por efecto de la gravedad (g). 2 F = m× g = 10.000Kg × 9,8m s

Fuerza: en Newtons (N) 1 m 2 de columna de masa de aire m = 10.000 kg

Área: en m2 Fuerza de la gravedad

N/m2 Presión

F = 0,98 x 105 Kg.m/s2 F ≈ 105 Kg.m/s2 ≈ 105 N

F ≈ 10 N

= Pa ∴

P= Pa = unidad SI de la Presión. Patm ≅

¿Qué ocurre cuando inflamos la goma de una bicicleta?

5

10 N 1m2

F A

= 105

Unidad SI

N m2

≅ 105Pa

P atm ≈ 105 Pa = 100 KPa = 1000 hPa 1KPa = 10 hPa

1

PRESIÓ PRESIÓN ATMOSFÉ ATMOSFÉRICA

¿Cómo se mide la P de un gas? De manera indirecta, Presión de un líquido.

Presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie terrestre por efecto de la gravedad (g).

comparándola

con

la

Depende sólo de la altura de la columna de líquido y de su densidad.

P=

F m.g = A A

g = aceleración de la gravedad

Varí Varía con la altitud, con las condiciones climá climáticas y con la temperatura

h

m = masa del líquido de densidad δ

La presión atmosférica se reduce: a mayor altitud. al aumentar la humedad. al aumentar la temperatura.

V = h.A

¿ Cómo medimos la presión atmosférica? Barómetro

δ=

m V

F

=

P=

A

m = δ.V = δ. h. A δ.V.g δ.h.A.g = A A

P = δ. h. g

Relació Relación entre distintas unidades de Presió Presión

P = δ. h. g

Vacio

h = altura de la columna de Hg, proporcional a la presión atmosférica 1 atm = 760 mm = 760 Torr

1 atm = 760 Torr = 760 mm Hg

1 atm = 1,013.105 Pa = 101,3 KPa = 1013 hPa

1mm Hg = 1 Torr

Presión atmosférica estándar P atm

P ejercida por una columna de Hg de altura h = 760 mm, cuando: δ(Hg) = 13,6 g/cm3 y g = 9,8 m/s2

1 bar = 105 Pa = 102KPa = 100KPa = 1000hPa

1 atm = 1,013 bar = 1013 mbar

P = 1,013 x 105 N/m2 = 1,013 x 105 Pa = 101,3 KPa 1 atm

Ejemplo de conversió conversión de presiones

La P de un gas es 49 torr. Exprésela en mm Hg, atm, bar, mbar, Pa y kPa. 49 torr = 49 mm Hg

49 torr ×

1atm = 0.064 atm 760 torr

49 torr × 1,013 bar = 0.065 bar = 65 mbar 760 torr 5

49 torr × 1,013x 10 Pa = 6531 Pa 760 torr 6531 Pa = 65,31 hPa = 6,531 kPa

¿Por qué qué en el baró barómetro se emplea Hg y no agua? P = δ. h. g δ(Hg) >> δ (H2O)

∴

para alcanzar la misma presión:

h(H2O) >> h(Hg)

Ejemplo: ¿Cuál será la altura de una columna de agua que h(H ejerce la misma P que una columna de Hg de h = 76 cm?

P(Hg) = δ(Hg). h(Hg). g

P(H2O) = δ(H2O). h(H2O). g

δ(Hg). h(Hg). g = δ(H2O). h(H2O). g h(H2O) = [δ δ(Hg)/ δ(H2O)] x h(Hg) h(H2O) = 10,3 m

2

¿Que propiedades determinan el comportamiento fí físico de un gas?

a) La cantidad de gas (moles = n) b) El volumen (V) c) La temperatura (T en Kelvin)

Vinculadas mediante una ecuación de estado denominada ecuación de los gases ideales.

GASES IDEALES Cumplen con ciertas leyes empíricas. Estas establecen la relación que existe entre dos de las variables cuando se mantienen constantes las otras dos. Ley de Boyle: Boyle: a T constante, la presión (P) que ejerce una cierta masa de gas, es inversamente proporcional al volumen (V) que ocupa.

V = k1 1 P

d) La presión (P)

T (K) = T(°°C ) + 273,15

0 K = -273,15 °C

Aumento de la cavidad torácica Intercostales externos Diafragma

GASES IDEALES

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES: PV = nRT

Ley de Charles y GayGay-Lussac: Lussac: El volumen ocupado por una masa fija de gas, a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

V = k2 T(K)

Combinado las leyes empíricas de los gases: Ley de:

V = k3 n

nyT

Charles

V = k1 1 P V = k2 T

Avogadro

V = k3 n

PyT

Volumen molar: En CNPT un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros.

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES

nRT P

nRT P= V

PV = nR = cte T

Condiciones iniciales

P1V1 P2 V2 = T1 T2

V = k1.k2.k3 n.T P R

P.V = n.R n.R.T

PV = R (cte de los gases) nT R = 0,082 atm.l/mol.K = 8,31.107 ergios/K.mol = 8,31 J/K.mol

APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL a) Determinació Determinación de la densidad de un gas

V=

PV n= RT

Si n = cte

nyP

Reordenando se obtiene:

Condiciones normales de presió presión y temperatura (CNPT): (CNPT): P = 1 atm, T = 273,15 K (0ºC)

P.V = n.R.T

Se mantienen constantes

Ecuación

Boyle

Ley de Avogadro: a P y T constantes, el volumen de un gas es proporcional al número de moles de dicho gas .

Ecuación de estado, describe la respuesta de un gas ideal a los cambios de P, V, T y n →Ley límite

Disminución de la cavidad torácica Intercostales internos

T=

PV nR

Condiciones Finales

P.V = n.R.T

P n m = = R.T V V.M

n = m /M, (donde M = PM)

δ=

P.M R.T

δ = m/V

b) Determinació Determinación del peso molecular de un gas

M=

m.R.T δ.R.T = P.V P

3

Ejercicios:

P.V = n.R.T

V=

nRT P

1 - ¿Cuál es el volumen ocupado por 20,2 g de NH3 a -25ºC y 752 mm de Hg? (M(NH3) = 17g/mol)

V=

m.R.T P.M

2 - ¿Cuál es la densidad del He a 298 K y 0,987 atm? ¿Por qué los globos de He “suben” en el aire?

δ=

P.M R.T

M(He) = 4g/mol; M(N2) = 28 g/mol 3 - Una muestra de 1,27 g de un óxido de nitrógeno m.R.T (NO o NO2) ocupa un volumen de 1,07 litros a 25ºC M = P.V y 737 torr. ¿De qué óxido se trata? 4 - Para la reacción: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) El CO2 se recoge en un balón de 250 ml. La presión final es 988 mm de Hg a 31ºC. ¿Cuántos moles de CO2 se PV n= generaron? RT

LEY DE DALTON

Si cada gas obedece la ecuación del gas ideal, entonces: PT = n1(RT/V) + n2(RT/V) + … + nX(RT/V) (RT/V) PT = nTotal (RT/V)

nTotal

¿Cómo relacionamos la PP de un gas con la PT? P1 n1(RT / V ) n1 = X1 = = PT nT (RT / V ) nT

X1 = fracción molar

Presió Presión parcial de un gas: es la presión de cada gas en una mezcla

Ley de Dalton: La presión total de una mezcla de gases, que no reaccionan entre sí, es igual a la suma de las presiones parciales que cada gas ejercería si ocupara él solo el volumen del recipiente que los contiene.

TEORÍ TEORÍA CINÉ CINÉTICA MOLECULAR (gases ideales)

Consideremos una mezcla de X gases: PT = P1 + P2 +P3… + PX

PT = (n1 + n2 + … nX)(RT/V)

MEZCLAS DE GASES Y PRESIONES PARCIALES

1.- Gas: consiste de muchas moléculas en movimiento continuo y desordenado. (Moléculas alejadas unas de otras, mucho espacio vacío). 2.- El volumen de las moléculas de gas es despreciable respecto al del recipiente que las contiene. 3.- Las fuerzas de atracción y repulsión entre las partículas de gas son despreciables. Las moléculas del gas se mueven en línea recta hasta que colisionan.

P1 = X1. PT

4.- Durante las colisiones la energía puede transferirse de una partícula a otra, pero, si T es cte, la energía cinética promedio no cambia.

X1 + X2 + … + XX = 1

FENÓ FENÓMENOS DE EFUSIÓ EFUSIÓN Y DIFUSIÓ DIFUSIÓN Son una consecuencia de las propiedades cinéticas de las moléculas.

2222

____

=

cte.T

vvvv mmmm 1111 2222

TEORÍ TEORÍA CINÉ CINÉTICATICA-MOLECULAR 5.- La energía cinética promedio de las partículas sólo se modifica con T: ĒC ~ T(absoluta) T(absoluta)

Efusió Efusión:

Fenómeno mediante el cuál las moléculas de gas escapan a través de un pequeño orificio desde una región de alta presión hacia el vacío o hacia una región de menor presión.

A T = cte, las moléculas de todos los gases tienen la misma energía cinética promedio.

__

v=

3RT M

v depende de T y de la naturaleza del gas (M)

Se abre un pequeño orificio en el tabique

Las moléculas efunden por el pequeño orificio del tabique

4

FENÓ FENÓMENOS DE EFUSIÓ EFUSIÓN Y DIFUSIÓ DIFUSIÓN

FENÓ FENÓMENOS DE EFUSIÓ EFUSIÓN Y DIFUSIÓ DIFUSIÓN Ley de Graham: En iguales condiciones de P y T, la velocidad

Difusió Difusión

Proceso mediante el cuál las moléculas de gas se mezclan gradualmente unas con otras.

de efusión (o de difusión) de una sustancia gaseosa es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar

Se saca el tabique que los separa

v1 M2 = v2 M1

Si tenemos dos gases de masa molar M1 y M2 entonces se cumple:

t 2 v1 M2 = = t1 v 2 M1

> M < vefusión > tefusión

Recordar→ → la Presión de un gas depende: a) Frecuencia de los choques: número de moléculas que chocan con las paredes del recipiente por unidad de tiempo

Teorí Teoría ciné cinética: interpretació interpretación de los leyes de los gases ideales 3.- Ley de Boyle:

V = k1 /P

Condiciones n y T = cte Ēc = cte

b) Fuerza con que las moléculas chocan contra la pared.

Propiedades de los gases ideales: interpretació interpretación mediante la Teorí Teoría ciné cinética molecular. 1.- Presión del gas

INTERPRETACIÓ INTERPRETACIÓN:

2.- Compresibilidad del gas

Si V disminuye Igual Nº de moléculas en un V menor ∴ Mayor Nº moléculas por unidad de Volumen

3,0 l

1,5 l

Frecuencias de choques mayor ∴ mayor P.

Teorí Teoría ciné cinética: interpretació interpretación de los leyes de los gases ideales

Teorí Teoría ciné cinética: interpretació interpretación de los leyes de los gases ideales

4.- Ley de Charles y Gay-Lussac:

4.- Ley de Charles y Gay Lussac: P = k2.T

V = k2 .T

Condiciones n y V = cte

Condiciones: n y P = cte frecuencia de choques = cte INTERPRETACIÓ INTERPRETACIÓN:

Si T aumenta: T = 300 K

− − Ec y v

T2 > T1

T = 600K

Para mantener P cte

− Ec ≈ T(K)

INTERPRETACIÓ INTERPRETACIÓN:

ĒC = ½ mv 2 = cte.T

T1 T2

Debe aumentar la distancia entre partículas 1,5 l

3,0 l

V = cte

Si T aumenta:

− − Ec y v

Aumenta la frecuencia de los choques ∴ P aumenta

El gas se expande (V aumenta)

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COMPORTAMIENTO DE LOS GASES REALES

Teorí Teoría ciné cinética: interpretació interpretación de los leyes de los gases ideales 5.- Ley de Avogadro: V = cte.n

1) Las moléculas del gas no tienen volumen. Videal = 0 Gas Ideal

Condiciones: P y T = ctes − − Ec y v son constantes

2) Las Fuerzas intermoleculares son despreciables. (Ej: puede enfriarse el gas hasta T = 0 K sin que el gas condense)

Los gases se comportan idealmente a bajas presiones y altas temperaturas.

INTERPRETACIÓ INTERPRETACIÓN:

Si n aumenta, para evitar el aumento de las colisiones con las paredes del recipiente (P = cte) → aumenta V.

Gas Real: No cumple con los postulados de la TCM A altas presiones y bajas temperaturas un gas se aparta del comportamiento ideal.

GASES REALES: Ecuació Ecuación de van der Waals

¿ Por qué qué los gases reales no cumplen con la TCM?

1) Efecto del volumen de la partículas de gas 1) Las moléculas ocupan un cierto espacio → tienen volumen.

Gas Real: tiene volumen

Gas Ideal: V = nRT P

AT=0K→V≠0

AT=0K→V=0

b = volumen ocupado por un mol de gas real a T = 0K

2) A altas P y bajas T, las fuerzas intermoleculares no son despreciables

V(gas real) > V(gas ideal) V ocupado por n moles

V − nb

Ej: si se enfría o si se comprime un gas lo suficiente éste condensa en un líquido. V = volumen disponible

[b] = l/mol

Volumen disponible

La ecuación de los gases ideales PV = nRT ya no es operativa. Se requiere una nueva ecuación que contemple estos efectos.

volumen del recipiente

GASES REALES: Ecuació Ecuación de van der Waals

¿ Por qué qué los gases reales no cumplen con la TCM?

Ecuación del gas ideal:

2) Efecto por las fuerzas intermoleculares

P(gas real) < P( gas ideal)

Pideal = Preal +

Disminuye la frecuencia de choque contra las paredes del recipiente.

V recipiente – V partículas

n2a V

GAS REAL

Corrección de la P por Fuerzas intermoleculares

P.V = n.R.T

P +

n2 a V2

V − nb

Corrección del V por volumen de las partículas

2

Ecuació Ecuación de van der Waals

Corrección por fuerzas intermoleculares

[a] = l2.atm/mol2

 n2a   P + 2 .(V − nb) = nRT V   [b] = l/mol

P=

nRT n2a − 2 V − nb V

[a] = l2.atm/mol2

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