Gases ideales 1

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SON LOS GASES QUE REALMENTE EXISTEN Y CON LOS QUE PODEMOS INTERACTUAR.

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SON LOS GASES QUE REALMENTE EXISTEN Y CON LOS QUE PODEMOS INTERACTUAR.

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El grado en que un gas real se aparta del comportamiento ideal puede verse reacomodando la ecuación general del gas ideal.

n = P.V / R.T

Si n = 1, entonces la cantidad PV/RT es igual para diferentes gases.

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Gráfica para 1 mol de distintos

gases en función de la presión.

Los gases reales se desvían del

comportamiento ideal a presiones

altas.

A presiones bajas la desviación

del comportamiento ideal es

pequeña.

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Gráfica de 1 mol de un mismo

gas en función de la

presión a diferentes

temperaturas.

Al aumentar la T, el

comportamiento del gas se

aproxima al ideal.

Las desviaciones aumenten a

medida que nos

aproximamos a la

temperatura de

licuefacción del gas.

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Según la Teoría Cinética Molecular los gases carecen de fuerzas de atracción y no poseen volumen sus partículas.

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El espacio libre por el cual

pueden moverse la moléculas

es un poco menor al del

sistema.

En b) el volumen es menor por un

aumento de presión, por lo

tanto el volumen de las

partículas se hace más

significativo, y el espacio

vacío del sistema es menor

Esto genera que el V del gas sea

mayor al del espacio vació.

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Además las fuerzas de atracción son importantes a

distancias cortas, por lo tanto se hacen

importantes cuando el volumen es pequeño.

Esto genera que la fuerza de los impactos de las

partículas con las paredes del recipiente sean

menores.

Esto genera que la presión del gas sea menor.

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Se aproximan al comportamiento ideal a altas temperaturas y a

bajas presiones.

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¿Qué sucede con los gases reales que se trabajan en

condiciones que no son las apropiadas?

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Para predecir el comportamiento de los

gases reales en condiciones poco

apropiadas para suponer

comportamiento ideal, se deber realizar

una corrección e la Ecuación General

de los Gases.

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PV = nRTV = (V* - nb) V* = volumen medido en un gas realb = volumen de las partículas por mol, característico de cada gas.

P = (P* + n2a ) V2

P* = P medido de un gas ideala = constante característico de cada gas

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Esta ecuación corrige las suposiciones Esta ecuación corrige las suposiciones de la ecuación el gas ideal: de la ecuación el gas ideal: tamaño molecular infinitesimal y tamaño molecular infinitesimal y ausencia de fuerzas intermoleculares. ausencia de fuerzas intermoleculares.

(P + n2 . a / V2) (V-nb) = n R T

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Coeficientes de Van der Waals

para algunos gases a 298 K.

  Ar CO2 He N2

a(atm.dm -6mol -

2)

   1,345      3,592    0,034    1,390

b(dm3.mol -1)

   3,22    4,267    2,37    3,913

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Establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico francés François Marie Raoult (1830-1901).

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P1 = ix1.Pº1

i = # de moles después de la solución / # de moles antes de la solución

Para una solución de dos componentes: X1 + X2 = 1 X1 = 1 – X2 Sustituyendo X1

P1 = i (1 – X2).P1º

Si el soluto es un no-electrolíto entonces i = 1 y la ecuación se convierte:

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Psolución = P1.X1+P2.X2…..

Pi = (Pi)puro . Xi Donde: (Pi)puro es la presión de vapor del

componente puro. Xi es la fracción molar del componente en

solución.

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Aplicación: Se cumple sólo para disoluciones ideales no obstante es una buena aproximación cualitativa.

Empleo: La ley de Raoult suele emplearse en la teoría de la destilación.

La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry. Enuncia que a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial

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que ejerce ese gas sobre el líquido. Matemáticamente se formula del siguiente modo: C = k.P

Donde: P= es la presión parcial del gas.(en

atmosfera) C= es la concentración del gas

(solubilidad). (en mol/L) K= es la constante de Henry, que depende

de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.

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Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente.

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En química, las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas que dependen sólo de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.

Descenso de la Presión de Vapor. Cuando se prepara una solución con un solvente ¨puro¨

y un soluto NO VOLÁTIL (que no se transformará en gas -vapor-) y se mide su Presión de vapor, al compararla con la Presión de vapor de su solvente puro, se observa que la presión de vapor de la solución es MENOR que la presión de vapor del solvente.

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Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando compara las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, veremos que aquella solución más concentrada tiene menor Presión de vapor.

Descenso de Pvapor = Pvapor solvente - Pvapor solución

La presión de vapor: Esta propiedad esta reflejada en la ley de Raoult.

El cálculo de la presión de vapor se realiza mediante la siguiente fórmula:

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Ejemplo: Calcule la presión de vapor de una solución a 26 °C que contiene 10 gr. De Urea disuelta en 200 gr. De agua. Masa molecular de la Urea: 60 g/mol. Masa molecular del agua: 18 g/mol

Paso 1: Calculamos (n) soluto y del solvente: n = w / M = 10 / 60 = 0.1666 mol de soluto; n = 200 g / 18 g / mol = 11,1 mol solvente n.Totales= n de sol. + n moles solv. = 0.1666 +

11.1 = 11.276 moles

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Paso 2: Calcular fracción (X): X.soluto = n.soluto / Total. Moles X_soluto = 0.1666 / 11.276 = 0.0147

Paso 3: P1 = i (1 – X2).P1º a 26ºC Po = 25 mmHg

P1 = (1 – 0.0147) x 25 mmHg = 24,6325

mmHg

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Descenso del punto de congelación (ΔTf): Ya que el soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, como por ejemplo el liquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura, a presión atmosférica se congelaría a 0 °C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Entonces se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

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Ecuación: ΔTf = Kf m

m (molalidad) es mol/kg ΔTf = T - Tf, donde

T = punto de congelación de la solución. Tf = Punto de congelación del solvente puro.

Kf, = Constante de congelación del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC/m.

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APLICACIÓN: Cuando desea enfriar algo rápidamente haga una mezcla de hielo con sal o si tiene precaución alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos.

El punto de cong. es la T a la cual un líq. comienza a congelarse transformarse en sólido. Su valor coincide con el punto de fusión cambio opuesto, pero en lugar de entregar energía para "congelarse", el sistema recibe energía para "fundirse" y volverse líquido.

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Aumento del punto de ebullición Al agregar moléculas o iones a un solvente puro, la

temperatura en el que este entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica hierve a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

Ecuación: ΔTb = Kb · m m es mol/kg

ΔTb = aumento del punto de ebullición = T - Tb, donde T es el punto de ebullición de la solución y

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Ejemplo: En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.

Paso 1: determinar la molalidad de la solución: m = 1000 x g de soluto / M x disolvente = 1000 x 85 g

de azúcar / 392 g agua x 342 g / 342 g/mol m = 0.634 mol/kg.Paso 2: Determinar el punto de Peb. y de congelación

Te = ke x m =0.52 ºC kg/mol x 0.634 mol/kg = 0.329 ºC. Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor

obtenido a 100°C: 100°C + 0,329 = 100,329°C

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Tb es el punto de ebullición del solvente puro.

Kb = Constante de ebullición del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0,52 ºC/m.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la Presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas.

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Punto de congelación:

Tc = kc x m = 1.86 ºC kg/ mol x 0.634 mol/kg = 1.179 ºC

Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC– 1,179 = - 1,179°C.

Presión osmótica La ósmosis es la tendencia que tienen los

solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas.

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El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.

Ecuación: ( π = (nRT) / V) Pi = C.R.T

C= molaridad o molailidad en donde: n es el número de moles de partículas en la solución. R = 8.314472 J · K-1 · mol-1 T = T en kelvin

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Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298ºK. M glucosa = 180 g / mol

Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad C = gr de soluto / Litros de solución x MM = 12 g /

0.51 x 180 g / mol = 0.13 g / mol.

Paso 2: Pi = C x R x T = 0,13 g/mol x 0,082 x 298°K = 3.176 at