GASES

1. GASES

2. Gas Estado físico de la materia sin forma ni volumen definido. Se ajusta al recipiente que lo contiene y lo llena totalmente.

3. Sus distancias intermoleculares promedio son muy superiores a las del estado líquido y sólido. Presentan las siguientes propiedades:

5. EXPANSIBILIDAD Los gases pueden expandirse ocupando todo el volumen disponible. El volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contiene

7. COMPRESIVIDAD El volumen de un gas varía dentro de grandes rangos, dependiendo de la presión a la que está sometido. Esta propiedad es mucho menor para sólidos y líquidos.

9. VARIACION DE VOLUMEN AL CAMBIAR DE ESTADO FISICO A igual presión y temperatura los gases ocupan volúmenes mucho mayores que los que ocupan los sólidos o líquidos que los originan. Por ejemplo, 1 g de agua a 20 ºC y 1 atmósfera ocupa 1 cm3 y el vapor obtenido ocupa 1336 cm3.

11. LICUACION DE LOS GASES Los gases pueden convertirse en líquidos por enfriamiento, aumento de presión, o por la combinación de ambas. Por ejemplo, el helio (He) es el que licua a menor temperatura: -268,95ºC a 1 atmósfera.

13. Hay sustancias formadas por elementos que están en estado gaseoso y se clasifican en: Monoatómicas (un átomo) como los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn Diatómicas (dos átomos): O2, H2, N2, F2, Cl2, Br2 (l), I2 (s) Triatómicas (tres átomos): O3 (ozono)

14. Elementos que existen como gases at 25ºC y 1 atm 5.1

15. Presión Fuerza por unidad de área debida a los choques de las moléculas contra las paredes del recipiente. Es la suma de todos los impulsos sobre cada centímetro cuadrado por segundo.

16. Unidades de presión

17. Temperatura Magnitud que mide el grado de movimiento medio molecular. Velocidad media de las moléculas Temperatura

18. LEYES DE LOS GASES Ley de Boyle “Para una masa fija de gas a temperatura constante (T) su volumen (V) es inversamente proporcional a la presión (P)”. Robert Boyle (1627-1691) El producto de la presión por el volumen es constante PV = k (k =constante) a T y n constantes

19. V  (1 / P) P1V1 = P2 V2 A bajas presiones y altas temperaturas se cumple con mayor exactitud

20. Presión y Volumen A n y T constante, un incremento en la Presión provoca una disminución en el Volumen.

21. Ley de Boyle P1V1 = P2V2

22. Ej) Calcule el volumen en L de un gas a 1,5 atm y 28ºC que ocupa 250 cc a 0,750 atm y 28ºC T1 = T2 = 28 ºC = constante Condición inicial Condición final V1 = ? V2 = 250 cm3 = 0,25 L P1 = 1,5 atm P2 = 0,750 atm P1V1 = P2V2  V1 = P2V2 / P1 V1 = 0,75 atm x 0,25 L / 1,5 atm = 0,125 L

23. Ley de Charles “El volumen de una masa de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. Jacques Charles (1746-1823) V = k x T (k = constante) a P y n constantes

24. V  T

25. Ley de Charles Volumen 0 Temperatura

26. Cero Absoluto Volumen - 273 C 0 Temperatura (Celcius)

27. Al representar V vs T para un gas en tres condiciones distintas, se obtienen rectas con un punto de intersección común en el eje de temperaturas (-273,15 ºC) temperatura a la cual el gas tendría volumen cero. Corresponde al cero absoluto de temperatura, en que teóricamente no hay movimiento molecular, y permitió definir la escala absoluta de temperaturas o escala Kelvin cuyos intervalos coinciden con la escala Celsius.

28. T (K) = T (ºC) + 273,15 o simplemente T (K) = T (ºC) + 273 La temperatura de un gas debe expresarse IMPERATIVAMENTE en la escala KELVIN

29. Ej) Un balón tiene un volumen de 2 dm3 a 25ºC. ¿Cuál es su volumen en L a -29 ºC. Asuma una presión de aire constante dentro del balón P1 = P2 = constante Condición inicial Condición final V1 = 2 dm3 V2 = ? T1 = 25 ºC = 298 K T2 = - 29 ºC = 244 K V2 = V1 T2 / T1  V2 = 2 L x 244 K / 298 K = 1,64 L

30. Ley de Gay-Lussac “La presión de una masa fija de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta” P = k x T (k = constante) a V y n constantes P  T

31. Presión y Temperatura A V y n constante, la Presión aumenta con el aumento de Temperatura

32. P1/T1 = P2/T2 Ley de Gay-Lussac

33. Ej) Un frasco soporta una presión interna máxima de 2,29 atm. Se llena con un gas a 21 ºC y 0,988 atm y se calienta. ¿Qué temperatura máxima en ºC soporta antes de romperse? V1 = V2 = constante Condición inicial Condición final T1 = 21 ºC = 294 K T2 = ? P1 = 0,988 atm P2 = 2,29 atm T2 = T1 P2 / P1  T2 = 294 K x 2,29 atm / 0,988 atm = 681,44 K T2= 408,44 ºC

34. Condiciones normales de Presión y Temperatura PTN, CN ó CNPT Se define temperatura normal para los gases el 0 ºC = 273 K y presión normal 1 atmósfera CNPT = 1 atm (760 mm Hg = 760 torr) y 273 K

35. Ley de Avogadro "Volumenes iguales de gases diferentes a la misma temperatura y presión contienen igual número de moles" V = k x n (k = constante) a T y P constantes V = cte · n El volumen que ocupa un mol de cualquier gas en CNPT es igual a 22,4 L y se define como volumen molar normal. Vm CNPT = 22,4 L

36. Ej) Se tiene 5,6 g. de nitrógeno, 0,25 moles de cloro, 9 L de oxígeno en CNPT y 1,81 x 1023 moléculas de hidrógeno. Ordene estos gases en orden creciente de su número de moles N2 MM N = 14 g/mol n = 5,6 g / 28 g/mol n = 0,20 moles de N2 Cl2 n = 0,25 moles de Cl2 O2 n = 0,40 moles de O2

37. H2 n = 0,30 moles de H2 N2 < Cl2 < H2 < O2

38. Al reformular en forma de proporcionalidad las leyes anteriores: Ley de Boyle V  1 /P (T y n constantes) Ley de Charles V  T (P y n constantes) Ley de Avogadro V  n (P y T constantes) Combinándolas obtenemos V  n (1 / P) T

39. Esta proporción se transforma en igualdad al introducir la constante de proporcionalidad R V = R n T / P Reordenando tenemos la ecuación de estado de los gases ideales PV = n R T

40. P = Presión del gas (atm) V = Volumen del gas (L) n = Cantidad de sustancia (mol) R = Constante de los gases ideales 0,082 atm L / mol K T = Temperatura absoluta del gas (K)

41. Gases ideales o perfectos Modelo simplificado que supone que las partículas no interactúan y que tienen volúmenes despreciables. Los gases se desvían de este comportamiento al aumentar la P y disminuir la temperatura. Un modelo más realista que considera el tamaño e interacciones entre partículas es el de los gases reales.

42. Evaluación de R En CNPT (1 atm y 273 K), 1 mol de un gas ocupa 22,4 L, entonces:

43. R = Constante Universal de los gases R = 8,314 J/mol K = 8,314 J/mol K R = 8,314 kPa L/mol K Recordando que:

44. Por otro lado:

45. Concentración molar o molaridad: número de moles por unidad de volumen: C = [ ] = M = n / V

46. Ley combinada de los gases ideales Combinando las leyes de Boyle y de Charles se obtiene una ley más general de los gases. a n constante

47. Ley Combinada de los Gases ideales Si alguna de las variables es constante basta con simplificarla y tendremos alguna de las tres primeras leyes. = Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-Lussac P1 V1 P2 V2 T2 T1

48. Ej) Una masa de gas ocupa un volumen de 5,0 L a 29ºC y 0,5 atm. Determine la temperatura en ºC de la masa de gas si la presión se eleva a 8,5 atm y el volumen disminuye a 1,3 L Condición inicial Condición final V1 = 5 L V2 = 1,3 L T1 = 29 ºC = 302 K T2 = ? P1 = 0,5 atm P2 = 8,5 atm T2 = P2V2T1 / P1V1 T2 = 1334,8 K T2 = 1061,8 ºC

49. Ley de los volúmenes de combinación Gay-Lussac Relaciona volúmenes de combinación entre gases y establece que: "En una reacción entre gases, los volúmenes de reactantes y productos medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos" Ej: Hidrógeno (g) + Cloro (g)  Cloruro de Hidrógeno (g) 1 V 1 V 2 V

50. Asumiendo que los gases se componen de moléculas monoatómicas tendríamos: H (g) + Cl (g)  HCl (g) 1 V 1 V 1 V lo que no ocurre experimentalmente, pues se obtiene el doble de cloruro de hidrógeno. Entonces se supuso que las moléculas de hidrógeno y cloro son diatómicas: