LEYES DE LOS GASES

1. P.V = n. R. T LEYES DE LOS GASES

2. Estados de la materia GAS LÍQUIDO SÓLIDO

3. Sustancia que existen en estado gaseoso en condiciones normales de T° (25 °C) y P. Vapor: forma gaseosa de toda sustancia que existe en estado líquido o sólido a T°amb y Patm. Gases:

4. Partículas de un gas se mueven con total libertad y tienden a separarse, aumentando la distancia entre ellas hasta ocupar todo el espacio disponible. Adoptan la forma y ocupan el volumen del recipiente que los contiene. Partículas son independientes unas de otras y están separadas por enormes distancias con relación a su tamaño. Gran compresibilidad. Cuando están en el mismo recipiente se mezclan total y uniformemente. Sus densidades son < que la de los sólidos y líquidos. Incoloros en su mayoría, excepto: F2, Cl2 y NO2. Partículas en constante movimiento recto. Cambian de dirección cuando chocan entre ellas y con las paredes del recipiente. Las colisiones son rápidas y elásticas. Los choques de las partículas del gas con las paredes del recipiente que lo contiene son los responsables de la presión que ejerce el gas sobre toda la superficie con la que entran en contacto. Características de los gases:

5. Presión= Fza aplicada/área= 1N/m2=1 Pa Fza= masa x aceleración= 1Kg x m/seg2= 1 N Aceleración = velocidad/tpo = m/seg2 Presión atmosférica: fuerza que ejerce la atmósfera (moléculas del aire) sobre la superficie de la tierra. Depende de localización, T° y condiciones climáticas. Se mide con barómetro. Unidades de presión:

6. Leyes de los gases • Ley de Boyle y Mariotte • Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª) • Ley de Charles y Gay-Lussac (2ª) • Ley de Avogadro • Ecuación general de los gases ideales • Teoría cinética de los gases • Modelo molecular para la ley de Avogadro • Modelo molecular para la ley de Boyle y Mariotte • Modelo molecular para la ley de Charles y Gay-Lussac

7. Simulación de la experiencia de Boyle: http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/gaslaw/boyles_law_graph.html Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte : (V vs P a T°= cte)

8. Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte : “El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta (temperatura y cantidad de materia ctes)”. V α 1/P (T ctes) V = k/P

9. Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte – Gráficas:

10. Simulación de la experiencia de Charles y Gay Lussac http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/gaslaw/charles_law.html Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (1°): P=cte efecto de la T° sobre el V. Ver video en http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.html

11. Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (1°): “El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a presión y cantidad de materia constantes)”. V α T (a n y P ctes) V = k.T donde k=nR/P La T° debe estar en K. El kelvin es la unidad de temperatura de la escala creada por William Kelvin sobre la base del grado Celsius. Es una de las unidades del Sistema Internacional de Unidades. Su importancia radica en el 0 de la escala kelvin denominado 'cero absoluto' (−273,15 °C) y corresponde al punto en el que las moléculas y átomos de un sistema tienen la mínima energía térmica posible. Ningún sistema macroscópico puede tener una temperatura inferior. A la temperatura medida en kelvin se le llama "temperatura absoluta", y es la escala de temperaturas que se usa en ciencia, especialmente en física o química.

12. Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (1°) :

13. El volumen se hace cero a 0 K A P=1 atm y T°= 273 K, V=22.4 l para cualquier gas. Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (1°): “El volumen de un mol de cualquier sustancia gaseosa es 22,4 l en condiciones normales de presión y temperatura”

14. Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (1°) – Gráfica:

15. P (atm) T (K) Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (2°) : “La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a volumen y cantidad de materia constantes)”. P a T (a n y V ctes) donde k=nR/V P = k.T

16. Leyes de los gases Ley de Charles y Gay Lussac (2°) :

17. V (L) n Leyes de los gases Ley de Avogadro “El volumen que ocupa un gas, cuando la presión y la temperatura se mantienen constantes, es proporcional al número de partículas”. V α n (a T y P ctes) V = k.n donde k=RT/P

18. Leyes de los gases Ley de Avogadro “Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas (moléculas o átomos) y la presión y temperatura se mantienen constantes”. n1 = n2 (a T, P y V ctes) NA= 6,022.1023 moléculas en un mol de moléculas o átomos en un mol de átomos. mol: unidad que se utiliza para determinar cant. de sustancia o partículas.

19. Leyes de los gases SIMULADOR LEYES GASES SIMULADOR LEYES GASES (a) Al aumentar la presión a volumen constante, la temperatura aumenta(b) Al aumentar la presión a temperatura constante, el volumen disminuye(c) Al aumentar la temperatura a presión constante, el volumen aumenta(d) Al aumentar el número de moles a temperatura y presión constantes, el volumen aumenta

20. n T R n T P.V V ~ = P P T P´. V´ = T´ Leyes de los gases Ecuación general de los gases ideales Combinación de las tres leyes: Boyle:V ~ 1/P si n y T= ctes Charles:V ~ T si n y P= ctes Avogadro:V ~ n si P y T= ctes R es la cte de proporcionalidad, “constante de los gases” y se calcula: Ley de los gases ideales: PV = nRT n = 1 mol P = 1 atm V = 22,4 lt T = 273° K R = 0.082 atm lt/ °K mol R = 8.31 J/°K mol= 1.987 cal/°Kmol Para dos condiciones diferentes del mismo gas:

21. Teoría cinética de los gases Entre 1850 y 1880 Clausius y Boltzmann desarrollaron esta teoría, basada en la idea de que todos los gases se comportan de forma similar en cuanto al movimiento de partículas se refiere. Boltzmann Clausius Teoría cinética de los gases. Modelo molecular: • Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) separadas por espacios vacíos. Las partículas de un gas están en constante movimiento en línea recta, al azar en todas la direcciones. • El volumen total de las partículas de un gas es muy pequeño (y puede despreciarse) en relación con el volumen del recipiente que contiene el gas. • Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene. Estos choque son elásticos, es decir, las partículas no ganan ni pierden energía cinética en ellos. La presión del gas se produce por las colisiones de las partículas con las paredes del recipiente. • La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas. • Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las partículas se pueden considerar despreciables.

22. Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Avogadro V = K n (a T y P ctes) La adición de más partículas provoca un aumento de los choques contra las paredes, lo que conduce a un aumento de presión, que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión externa. El proceso global supone un aumento del volumen del gas.

23. Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Boyle y Mariotte V = K 1/P (a n y T ctes) El aumento de presión exterior origina una disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las partículas con las paredes del recipiente, aumentando así la presión del gas.

24. Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay-Lussac V = K T (a n y P ctes) Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y con ello el número de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de la presión interior que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas.

25. Medidas de los gases • Un gas queda definido por cuatro variables: • Cantidad de sustancia: n • Volumen: V • Presión: P • Temperatura: T° • moles • lt, m3, … • atm, mm Hg, Pa, bar • °K • Unidades: • 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa • °K = ºC + 273 • 1lt = 1dm3

26. = P.V T P´. V´ T´ fin