ESTADOS DE AGREGACIÓN

1. ESTADOS DE AGREGACIÓN

3. ESTADO GASEOSO 3

4. ESTADO GASEOSO

5. COMPORTAMIENTO DE LOS GASES No tienen forma definida ni volumen propio Sus moléculas se mueven libremente y a azar ocupando todo el volumen a disposición. Pueden comprimirse y expandirse. Baja densidad. Todos los gases se comportan de manera similar frente a los cambios de P y T.

6. Sustancias gaseosas a T ambiente Monoatómicas: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2 HCl, CO, NO Triatómicas: CO2, O3, SO2 Tetraatómicas:SO3, NH3 Poliatómicas: CH4, C2H6

7. ¿Qué magnitudes necesito para definir el estado de un gas? 7

8. Para definir el estado de un gas se requieren cuatro magnitudes:TemperaturaPresiónVolumenMasa 8

9. ESCALAS DE TEMPERATURA 9

10. ESCALA CELSIUS (ºC) Punto inferior: 0 ºC (fusión del agua) Punto superior: 100 ºC (ebullición del agua) 100 ºC 0 ºC 10

11. ESCALA FARENHEIT (ºF) (ºC – 0)= (ºF – 32) 100 180 ºC = 100 (ºF – 32) 180 ºC = 5 (ºF – 32) 9 212 ºF 0 ºC 32 ºF 0 ºF 100 ºC X 11

12. ESCALA KELVIN O ABSOLUTA (K) T(K) = t (ºC) + 273 373 ºK 273 ºK 0 ºK 100 ºC 0 ºC -273 ºC 12

13. PRESIÓN 13

14. PRESIÓN (unidades) 1atm ≡ 760mmHg≡ 760 Torr 1atm ≡1,013.105 Pa≡1013 hPa

15. Experiencia de Torricelli. Presión atmosférica estándar 1,00 atm=760 mm Hg=760 torr=101,325 kPa=1,01325 bar=1013,25 mbar Fa = Fg = mg = Vg = Ahg = hg A A A A A Fg Fa =Pa =  h g A Fa 15

16. Medida presión de gases Manómetro de extremo abierto 16

17. Medida presión de gases Manómetro de extremo abierto 17

18. Medida presión de gases Manómetro de extremo cerrado Pgas = h2-h1 18

19. LEYES DE LOS GASES IDEALES 19

20. k2 V = P Ley de Boyle • Ley de Boyle (1662) PV = constante (k2) para n y T constantes Para 2 estados diferentes: P1V1 = cte = P2V2 La presión de una cierta cantidad de gas ideal a T cte. Es inversamente proporcional al volumen. 20

21. Ley de Charles A presión constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta el volumen en forma directamente proporcional a la T. VT Charles (1787) V = k3 T para n y P constantes Para 2 estados: V1/T1= cte=V2/T2 21

22. Ley de Gay-Lussac Gay-Lussac (1802) P a T A volumen constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta la presión en forma directamente proporcional a la T. P = k4 T para n y V constantes Para 2 estados: P1/T1= cte=P2/T2 22

23. Ley de Avogadro A una temperatura y presión dadas: V  n o V = k1· n En condiciones normales (CNPT): 1 mol de gas = 22,4 L de gas Volúmenes iguales de todos los gases medidos a las mismas condiciones de P y T tienen el mismo número de moléculas y de moles. 23

24. nT V  P Combinación de lasleyes de los gases: ECUACIÓN GENERAL DEL GAS IDEAL. • Ley de Boyle V  1/P • Ley de Charles V  T • Ley de Avogadro V  n PV = nRT 24

25. PV R= nT = 0,082057 atm L mol-1 K-1 = 8,3145 m3 Pa mol-1 K-1 = 8,3145 J mol-1 K-1 = 1,98 Cal mol-1 K-1 Constante universal de los gases (R) PV = nRT = 8.3145 m3 Pa mol-1 K-1 25

26. ECUACIÓN DE ESTADO Para 2 estados diferentes se cumple: Estado 2: P2 V2 = nRT2 Estado 1: P1 V1 = nRT1 P2 V2 = nR T2 P1 V1 = nR T1 P1 V1 = P2 V2 T1 T2 26

27. Aplicaciones de la ley de los gases ideales Determinación de pesos moleculares y densidad de gases V = m  PV = nRT pero Reeemplazando V Pm= nRT  M = m n Pm=  RT n entonces pero M =  RT P entonces 27

28. MEZCLA DE GASES 28

29. Ley de Dalton de las presiones parciales • Las leyes de los gases se aplican a las mezclas de gases. • Presión parcial: • Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión • igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente. 29

30. Ley de Dalton (Ley de las Presiones parciales) Ptot = PA + PB + PC+ … La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las Presiones parciales. 30

31. GASES IDEALES 31

32. Gas Ideal Es aquel que cumple estrictamente la ecuación general a cualquier presión y temperatura Los gases reales solo la cumplen a presiones bajas y temperaturas altas