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Gases
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Gases
Los filósofos de la antigüedad, lejos de sospechar el peso del aire, lo consideraban como un cuerpo que por su naturaleza tendía a elevarse; explicándose la ascensión de los líquidos en las bombas por el fuga vacui, "horror al vacío", que tiene la naturaleza.
Cuando los jardineros de Florencia quisieron elevar el agua con una bomba de hélice, apreciaron que no podían superar la altura de 32 pies (casi 11 m). Consultado Galileo, determinó éste que el horror de la naturaleza al vacío se limitaba con una fuerza equivalente al peso de 32 pies de agua (lo que viene a ser 1 atm de presión), y denominó a dicha altura altezza limitatíssima.
En 1643, Torricelli tomó un tubo de vidrio de aproximadamente un metro de longitud y lo llenó de "plata viva" (mercurio). Manteniendo el tubo cerrado con un dedo, lo invirtió e introdujo en una vasija con mercurio.
Al retirar el dedo, Torricelli comprobó que el metal descendía hasta formar una columna cuya altura era 13,6 veces menor que la que se obtenía al realizar el experimento con agua. Como sabía que el mercurio era 13,6 veces más pesado que el agua, dedujo que ambas columnas de líquido estaban soportadas por igual contrapeso, sospechando que sólo el aire era capaz de realizar dicha fuerza.
Llegaron sus experimentos a oídos de Pascal, a través del Padre Mersenne que los dio a conocer en París. Aunque aceptando inicialmente la teoría del horror al vacío, no tardó Pascal en cambiar de idea al observar los resultados de los experimentos que realizó. Empleando un tubo encorvado y usándolo de forma que la atmósfera no tuviera ninguna influencia sobre el líquido, observó que las columnas llegaban al mismo nivel. Sin embargo, cuando permitía la acción de la atmósfera, el nivel variaba.
Estos resultados le indujeron a abordar el experimento definitivo, consistente en transportar el barómetro a distintas altitudes y comprobar si era realmente el peso del aire el que determinaba la ascensión del líquido en el tubo.
Al escribir a Perier, uno de sus parientes, en 1647 acerca del experimento proyectado, decía:
Si sucede que la altura de la plata viva es menor en lo alto de la montaña, que abajo, se deducirá necesariamente que la gravedad y presión del aire es la única causa de esta suspensión de la plata viva, y no el horror al vacío, porque es verdad que hay mucho más aire que pese al pie de la montaña que en su vértice.
El 19 de septiembre de 1648, Pelier cumplió el deseo de su cuñado, y realizó el experimento ascendiendo a la cima del Puy-de-Dôme. Comparando la medida realizada en la cima, situada a un altura de 500 toesas (cerca de 1000 m), con la de base, tomada por el padre Chastin, hallaron una diferencia de tres líneas y media entre ambas. La idea del horror vacui quedó definitivamente abandonaba: el aire pesaba.
Sin dudar del mérito de la realización del experimento, fue sin embargo Descartes quien, en carta escrita en 1631, 12 años antes del experimento de Torricelli, afirmaba ya que:
El aire es pesado, se le puede comparar a un vasto mantón de lana que envuelve la Tierra hasta más allá de las nubes; el peso de esta lana comprime la superficie del mercurio en la cuba, impidiendo que descienda la columna mercurial.
No obstante, el concepto de presión atmosférica no empezó a extenderse hasta la demostración, en 1654, del burgomaestre e inventor Otto von Guericke quien, con su hemisferio de Magdeburgo, cautivó al público y a personajes ilustres de la época.
Elementos que existen como gases a 25 0 C y 1 atmósfera
Es un término definido por la IUPAC como: término cualitativo, en función de preferencias del investigador, que usualmente implica la presión ambiental y la "temperatura del lugar". Preferiblemente las variables de temperatura y presión deberían ser tomadas como valores representativos de las condiciones del estudio.
Es común tomar como condiciones normales las que implican una temperatura de referencia de 25 ºC (298,15 K) y la presión de 1 atm (definida como 101,325 KPa). Se denominan normales porque son las que imperan normalmente en un laboratorio, aunque también son posibles temperaturas de 15º C o 20º C."Condiciones Normales" se suele utilizar mucho para la medición de volúmenes de gases en muchos campos de la ciencia, como en Termodinámica y Química.
Si se toma el valor de la temperatura ambiente del lugar como 25ºC (o 298K) y la presión como 1 atm, en el caso de gases ideales: PV =n RT --> V= 1x 0.082x 298/1ATM =24,436 l, el volumen de un mol de un gas ideal en condiciones normales.
En Termodinámica se usa de forma mucho más habitual otras condiciones de referencia que son más cómodas y fácilmente reproducibles, especialmente en el cálculo de entalpías y energías libres de reacción: las llamadas condiciones estándares.
Las condiciones estándares hacen referencia a una temperatura de 273 K (0ºC) y a una presión de 1 atm (101.325 Pa) siendo un mol de un gas en estas condiciones 22,386 litros, que usualmente se simplifica en 22,4 l.En 1982 la IUPAC recomendó emplear un valor para la presión estándar de 105 Pa (equivalentes a 1 bar, 100.000 Pa) en lugar de 101.325 Pa. Así, un mol de un gas en condiciones estándares son 22,433 litros, que también se puede simplificar como 22,4 l.
• Adoptan la forma y el volumen 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 completamente e uniformemente.
• Poseen densidades mucho menores que los líquidos y los sólidos
Características Físicas de los gases
Unidades de presión
1 pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa
Barometro
presión = fuerzaArea
como P (h) aumenta V decrece
En a) la presión es la atmosférica. La presión ejercida por el gas aumenta desde a) hasta d), a medida que se agrega mercurio y el volumen del gas disminuye como lo predice la Ley de Boyle.
LEYES DEL ESTADO GASEOSO
Llamamos leyes de los gases a las diferentes relaciones entre las variables anteriores.
Ley de Boyle (1662): La ley de Boyle se puede resumir en lo siguiente: Cuando tenemos gas a temperatura constante:- Si aumentamos la presión, entonces el gas se comprimirá y el volumen disminuirá. - Si disminuimos la presión, entonces el gas se expandirá y el volumen aumentará.
La ecuación matemática que resume eso: P•V = cte, T = cte
P α 1/V
P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
Ley de Boyle
Temperatura constante
Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mm de Hg. Calcule la presión del gas en mm de Hg si el volumen se reduce a 154 mL a temperatura constante.
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
= = 4.460 mmHg
T aumenta V aumenta
Ley de Charles y Gay LussacCuando las transformaciones de los gases se producen con variación de temperatura se pueden considerar dos situaciones diferentes: Ley de Charles:Transformación a presión constante
cteT
V = P = cte
A condiciones 1 y 2V1 = k T1, V2 = k T2,
Por lo tanto
2
2
1
1
T
V
T
V=
http://es.wikipedia.org/wiki/Sección_cónicahttp://en.wikipedia.org/wiki/Conic_section
http://mathdl.maa.org/mathDL/46/?pa=content&sa=viewDocument&nodeId=196&bodyId=201
Bruja de Agnessi
http://en.wikipedia.org/wiki/Topographic_map
Ley de Gay Lussac.Transformación a volumen constante. V = cte
o bien,
Esta ley permite predecir como se verá afectada la presión de un gas, manteniendo el volumen constante, bajo un cambio de temperatura o viceversa.
cteT
P=
2
2
1
1
T
P
T
P=
finalinicial T
P
T
P
=
Variación del volumen de un gas con la temperatura a presión constante
V α T
V = constante x T
V1/T1 = V2/T2T (K) = t (0C) + 273,15
Ley de Charles y Gay-Lussac
Temperatura puede ser en Kelvin
Una muestra de monóxido de carbono gaseoso ocupa 3,20 l a 125 °C. Calcular la temperatura a la que el gas ocupará un volumen de 1,54 l, si la presión se mantiene 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
V1/T1 = V2/T2
Ley de Avogadro
V α número of moles (n)
V = constante x n
V1/n1 = V2/n2
5.3
Temperatura constantePresión constante
La reación de gas amoníaco con oxígeno forma óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtendrán desde un volumen de amoníaco a la misma temperatura y presión?
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
1 mol NH3 1 mol NO
A T y P constantes
1 volumen NH3 1 volumen NO
5.3
Ecuación de los gases ideales
Ley de Charles: V α T (a n y P constantes)
Ley de Avogadro: V α n (a P y T constantes)
Ley de Boyle: V α (a n y T constantes)1P
V α nT
P
V = constante x = RnT
P
nT
PR es la constante de losgases
PV = nRT
Se han explicado las leyes de los gases ideales de Boyle-Mariotte, Charles y Gay Lussac y luego se ha dicho que hay una ecuación general que engloba a las tres.Preocupado por no ser capaz de memorizarlas y temiendo enredarse con los nombres y los enunciados, alguien protesta por qué no basta con aprenderse solamente la última de ellas.¿Tiene sentido su pregunta? La respuesta no es sencilla.
http://en.wikipedia.org/wiki/Ideal_gas_law
Las condiciones de 0 0C y 1 atm son llamadas standard o estándar de temperatura y presión (STP).
Experimentos muestran que a STP, 1 mol de un gas ideal ocupa 22,414 L.
PV = nRT
R = PVnT
=(1 atm)(22,414 L)
(1 mol)(273,15 K)
R = 0,082057 L • atm / (mol • K)
¿Cuál es el volumen (en L) que ocupan 49,8 g de HCl a STP?
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
Argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la evaporización del filamento. Un cierto foco que contiene Argón a 1,20 atm y 18 oC se calienta a 85 oC a volumen constante. ¿Cuál es la presión final del Argón (en atm)?
Argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la evaporización del filamento. Un cierto foco que contiene Argón a 1,20 atm y 18 oC se calienta a 85 oC a volumen constante. ¿Cuál es la presión final del Argón (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
Un típico diagrama de fase. La línea de puntos muestra el comportamiento anómalo del agua. La línea verde marca el punto de congelación y la línea azul el punto de ebullición. Se muestra cómo varían con la presión.
Un trozo de argón helado que se funde rápidamente muestra simultáneamente las transiciones de sólido a líquido a gas.
Dióxido de carbono crea una neblina cuando se enfría de temperatura súpercritica a crítica
Diagrama de fase de temperatura versus entropía específica para agua/vapor. En el área bajo el domo rojo, el agua líquida y vapor coexisten en equilibrio. El punto crítico es al tope del domo. El agua líquido está a la izquierda del domo. Vapor está a la derecha del domo. Las curvas o líneas azules son isobaras mostrando presión constante. Las curvas o líneas verdes son isocoros mostrando volumen específico constante. Las curvas rojas muestran cantidad constante.
Cálculos de densidad
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
Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37 0 C y 1 atm cuando 5,60 g de glucosa son utilizados en la reacción:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)?
Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37 0 C y 1 atm cuando 5,60 g de glucosa son utilizados 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
Ley de Presiones Parciales de DaltonPuede enunciarse como sigue: la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases en la mezcla.Presión parcial = presión que ejerce un gas como si estuviera solo, en el mismo recipiente de la mezcla y a la misma temperatura.Considerando los gases 1, 2, 3:
PT = P1 + P2 + P3
=
V
RTnP 11
=
V
RTnP 22
=
V
RTnP 33
Por lo tanto
++=V
RTnnnPT )( 321
Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son constantes
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
Recolección de un gas sobre aguaUna muestra de 2,55 g de nitrito de amonio (NH4NO2) se calienta en un tubo de ensayo tal y como lo indica la figura. Se espera que NH4NO2 se descomponga de acuerdo con la siguiente ecuación:
NH4NO2(g) N2(g) + 2 H2O(g). Si se descompone de esta forma, ¿qué volumen de N2
debe recogerse si la temperatura es de 26.0°C y la presión barométrica es de 745 mm Hg? La presión parcial de agua (presión de vapor) a 26,0°C es 25,0 mmHg.
Descripción de la Teoría Cinética – Molecular• Las partículas que forman la materia se mueven continuamente.• El vacío existe entre las partículas.• A mayor velocidad de las partículas mayor energía cinética y más temperatura.• El movimiento de los gases es caótico y azaroso, ocupando todo el volumen del recipiente.• El choque de las partículas con las paredes del recipiente explica la presión.• La temperatura es proporcional a la velocidad de las partículas, al aumentar ésta, aumenta el número de choques, su intensidad y también la presión.• La distancia entre partículas es muy grande en estado gaseoso, menor en líquido y constante en sólido.• El orden de las partículas aumenta de gas a líquido y a sólido.
GASES REALES. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS La ecuación de gases ideales sólo se puede aplicar a gases reales en condiciones
de baja presión y temperatura suficientemente alta. En otras condiciones las diferencias son apreciables. Van der Waals corrigió la ecuación de los gases perfectos.Experimentalmente se sabe que un gas real no cumple la ecuación PV=cte (B-M). WAALS.
Primera modificación para un mol:
Donde, a y b son constantes propias de cada gas.
b = Covolumen: máximo volumen al que se puede comprimir un gas.
Para n moles:
Gases y líquidos
ClimatologíaMeteorología
¿Qué pasa cuando hay nubes? ¿Cuándo llueve? ¿Cuándo nieva? ¿Qué pasa luego que llueve? ¿”Hace” calor? ¿”Hace” frío? ¿Por qué? mejor dicho ¿cómo?
http://titan.unex.es/~agustin/meteo02.ppt
Diagrama de fases
Los elementos químicos y las sustancias formadas por ellos salvo algunas excepciones, pueden existir en tres estados diferentes: sólido, líquido y gaseoso en dependencia de las condiciones de presión y temperatura en las que se encuentren.
El diagrama que representa el tránsito entre estos estados, se conoce como diagrama de fases.
El dibujo representa el diagrama de fases de una sustancia.En los ejes están representados los valores de presión y temperatura y las tres curvas AB, BD y BC, la frontera entre los diferentes estados.Si el punto de presión y temperatura en que está la sustancia cae en alguna de las áreas señaladas como sólido, liquido o gas, ese será su estado para esas condiciones. Veamos:Si consideramos que la presión a que está la sustancia es P, entonces para temperaturas menores que T1 será sólida, para temperaturas entre T1 y T2 será líquida y por encima de T2 gaseosa. Si este punto coincide con alguna se las curvas, coexistirán en equilibrio ambos estados, así si está sobre AB la sustancia será parcialmente sólida y parcialmente gaseosa, si es sobre BD será parcialmente líquida y parcialmente sólida y sobre BC lo mismo entre los estados líquido y gaseoso.
Punto triple En este punto en la sustancia coexisten en equilibrio los
tres estados: parcialmente sólida, parcialmente líquida y parcialmente gaseosa. Para valores de presión o temperatura más bajas que el punto triple la sustancia en cuestión no puede existir en estado líquido y sólo puede pasar desde sólido a gaseoso en sublimación
Punto críticoEl punto C indica el valor máximo de temperatura en el que
pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión. Gases a temperaturas por encima de la temperatura del punto crítico no pueden ser licuados por mucho que se aumente la presión. Por encima del punto crítico, la sustancia sólo puede existir como gas
Punto de ebulliciónEl punto de ebullición de una sustancia, es aquel valor de
temperatura para el cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y gaseoso a determinada presión. Los diferentes puntos de ebullición para las diferentes presiones corresponderían a la curva BC
Punto de fusiónEl punto de fusión de una sustancia, es aquel valor de
temperatura para el cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y sólido a determinada presión. Los diferentes puntos de fusión para las diferentes presiones corresponderían a la curva BD
![[clase10] HERIDAS -ANTIBIOTICOS (1)](https://static.fdocuments.ec/doc/165x107/55cf9899550346d033989312/clase10-heridas-antibioticos-1.jpg)
