GASES

Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera

5.1

5.1

Los gases adoptan el volumen y forma del recipiente que los contiene.

Se consideran los más compresibles de los estados de la materia.

Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan uniforme y completamente.

Cuentan con densidades mucho menores que los líquidos y sólidos.

5.1

Características físicas de los gases

Unidades de presión

1 pascal (Pa) = 1 N/m2

1 atm = 760 mmHg = 760 torr

1 atm = 101,325 Pa

5.2Barómetro

Presión = FuerzaÁrea

Presiónatmosférica

Nivel del mar 1 atm

4 millas 0.5 atm

10 millas 0.2 atm

5.2

Columnade aire

5.2

Manómetros usados para medir las presiones de los gases

GasGas

Vacío

5.3

Como P (h) Aumenta V Disminuye

Aparato para estudiar la relación entre presión y volumen de un gas

P 1/V

P x V = constante

P1 x V1 = P2 x V2

5.3

Ley de Boyle

A temperatura constante,cantidad constante de gas

Una muestra de gas del cloro ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg. ¿Cuál es la presión del gas (en mmHg) si el volumen está reducido a temperatura constante de 154 mL?

P1 x V1 = P2 x V2

P1 = 726 mmHg

V1 = 946 mL

P2 = ?

V2 = 154 mL

P2 = P1 x V1

V2

726 mmHg x 946 mL154 mL

= = 4460 mmHg

5.3

Como T Aumenta V Disminuye 5.3

Expansión y contracción del gas

Tubocapilar

Mercurio

Temperaturabaja

Temperaturaalta

Variación del volumen de gas con la temperaturaa presión constante

5.3

V T

V = constante x T

V1/T1 = V2/T2T (K) = t (0C) + 273.15

Ley de

Charles y

Gay-Lussac

La temperatura seráen escala Kelvin

Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa 3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará un volumen de 1.54 L si la presión permanece constante?

V1 = 3.20 L

T1 = 398.15 K

V2 = 1.54 L

T2 = ?

T2 = V2 x T1

V1

1.54 L x 398.15 K3.20 L

= = 192 K

5.3

V1/T1 = V2/T2

Ley de Avogadro

V número de moles (n)

V = constante x n

V1/n1 = V2/n2

5.3

A temperaturaconstante, presiónconstante

moléculas

volúmenes

molécula

molesmole

moléculas

volúmenesvolumen

moles

El amoniaco se quema en oxígeno para formar óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión?

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

1 mole NH3 1 mole NO

A T y P constante

1 volumen NH3 1 volumen NO

5.3

Ecuación del gas ideal

5.4

Ley de Charles : V T(a n y P constante)

Ley de Avogadro : V n(a P y T constante)

Ley de Boyle : V (a n y T constante)1P

V nT

P

V = constante x = RnT

PnT

PR es la constante de gas

PV = nRT

Las condiciones 0 0C y 1 atm son llamadas temperatura y presión estándar (TPE).

PV = nRT

R = PVnT

=(1 atm)(22.414L)

(1 mol)(273.15 K)

R = 0.082057 L • atm / (mol • K)

5.4

Los experimentos muestran que a TPE, 1 mol de un gas ideal ocupa 22.414 L.

¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de HCl a TPE?

PV = nRT

V = nRTP

T = 0 0C = 273.15 K

P = 1 atm

n = 49.8 g x 1 mol HCl36.45 g HCl

= 1.37 mol

V =1 atm

1.37 mol x 0.0821 x 273.15 KL•atmmol•K

V = 30.6 L

5.4

El argón es un gas inerte usado en las bombillas para retardar la vaporización del filamento. Una cierta bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18 °C se calienta a 85 °C a volumen constante. ¿Cuál es la presión final del argón en la bombilla (en atm)?

PV = nRT n, V y R son constantes

nRV

= PT

= constante

P1

T1

P2

T2

=

P1 = 1.20 atm

T1 = 291 K

P2 = ?

T2 = 358 K

P2 = P1 x T2

T1

= 1.20 atm x 358 K291 K

= 1.48 atm

5.4

Cálculos de densidad (d)

d = mV =

PMRT

m es la masa del gas en g

M es la masa molar del gas

Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa

dRTP

M = d es la densidad del gas en g/L

5.4

Estequiometría de los gases

¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00 atm cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la reacción?:

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2

5.60 g C6H12O6

1 mol C6H12O6

180 g C6H12O6

x6 mol CO2

1 mol C6H12O6

x = 0.187 mol CO2

V = nRT

P

0.187 mol x 0.0821 x 310.15 KL•atmmol•K

1.00 atm= = 4.76 L

5.5

Cantidad de reactivo gramos

o volumen

Moles dereactivo

Moles deproducto

Cantidad de reactivo gramos

o volumen

Ley de Dalton de las presiones parciales

V y T son constantes

P1 P2 Ptotal = P1 + P2

5.6

Combinación

de gases

Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un recipiente de volumen V.

PA = nART

V

PB = nBRT

V

nA es el número de moles de A

nB es el número de moles de B

PT = PA + PB XA = nA

nA + nB

XB = nB

nA + nB

PA = XA PT PB = XB PT

Pi = Xi PT

5.6

Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de CH4, 0.421 moles de C2H6, y 0.116 moles de C3H8. Si la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuál es la presión parcial del propano (C3H8)?

Pi = Xi PT

Xpropano = 0.116

8.24 + 0.421 + 0.116

PT = 1.37 atm

= 0.0132

Ppropano = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm

5.6

Teoría cinética molecular de los gases

1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable.

2. Las moléculas de los gases están en movimiento constante en direcciones aleatorias. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas.

3. Las moléculas de gas no ejercen fuerzas atractivas ni repulsivas entre sí.

4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Cualquiera de los dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. 5.7

2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)

Botella llena de oxígeno gaseoso y vapor de agua

PT = PO + PH O2 2 5.6

Botella llenándose con oxígeno gaseoso

Botella llena de agua lista para colocarse en la tina de plástico

Teoría cinética de los gases y…

• Compresibilidad de los gases

• Ley de Boyle

P velocidad de colisión con las paredes

Velocidad de colisión densidad numéricaDensidad numérica 1/VP 1/V

• Ley de CharlesP velocidad de colisión con las paredes

Velocidad de colisión energía cinética promedio de las moléculas de gas

Energía cinética promedio T

P T5.7

Teoría cinética de los gases y…

• Ley de Avogadro

P velocidad de colisión con las paredes

Velocidad de colisión densidad numéricaDensidad numérica nP n

• Ley de Dalton de las presiones parciales

Las moléculas no se atraen o repelen entre sí

P ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la presencia de otro gas

Ptotal = Pi

5.7

Aparato para estudiar la distribución de la velocidad molecular

5.7

Moléculas

lentasMoléculas

rápidas

Motor

A la bomba de vacío

Detector

Alternador con

rendija giratoria

Horno

DetectorMoléculas

con velocidadpromedio

La distribución de las velocidadespara moléculas de gas nitrógeno

a tres temperaturas diferentes

La distribución de las velocidadesde tres diferentes gasesa la misma temperatura

5.7

urms = 3RTM

Velocidad molecular

Velocidad molecular

Vel

oci

da d

mo

lec u

l ar

Vel

oci

da d

mo

lec u

l ar

Difusión de gas es la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas.

5.7

NH3

17 g/molHCl

36 g/mol

NH4Cl

Desviación del comportamiento ideal

1 mol de gas ideal

PV = nRT

n = PVRT

= 1.0

5.8

Fuerzas de repulsión

Fuerzas de atracción

Gas ideal

Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión ejercida por un gas

5.8