NaN3(s) Na(s) + N2 (g)

Compilado por:

ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.

ROBERTO GUTIÉRREZ P.

ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.

ROBERTO GUTIÉRREZ P.

Programa de Licenciatura en

Biología y Química

Programa de Licenciatura en

Biología y Química

ESTADO GASEOSO

Estados de la materia

sólidoLíquido

Gas

Sólido Líquido Gas

Estados de la materia

Estados de la materia

Estados de la materia

Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera

Los gases ocupan el volumen del recipiente que los contiene y presentan forma indefinida.

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.

Características físicas de los gases

Temperatura

Es la propiedad de un cuerpo que determina el flujo de calor hacia otro cuerpo o de otros cuerpos hacia él.

K = °C + 273

TERMÓMETROS

Infrarrojo

Digital Digital Cuchara

LaserDigital Gases

De mercurio

VolumenEl lugar que ocupa un cuerpo en el espacio. • Unidad en el SI: m3.

Como se mide el volumen?-Sólidos regulares: Aquelllos que tienen una

forma definida.

CUBO CILINDRO

V = L3 V= πr2h

PARALELEPÍPEDO ESFERA b a c

V= axbxc V= 4 π r3/3

Como se mide el volumen?

SÓLIDOS IRREGULARES.Son aquellos sólidos que no tienen una forma definida propia .

Hay que emplear el método de inmersión.1.-Se toma la probeta y se llena de líquido hasta cierta altura.

2.-Se toma la lectura del volúmen de agua alcanzado por el líquido, lectura inicial .3.-Se introduce cuidadosamente el sólido y se toma la lectura final.

V= lf - li

Masa

Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.

• Unidad en el SI: kg

Unidades de presión

1 pascal (Pa) = 1 N/m2

1 atm = 760 mmHg = 760 torr

1 atm = 101325 Pa

Presión = FuerzaÁrea

La presión de un gas es la fuerza que éste ejerce sobre el recipiente que lo contiene, dividida por el área de superficie del recipiente.

Presión

Manómetros usados para medir las presiones de los gases

GasGas

Vacío

Presión barométrica

Presión atmosférica estándar

1,00 atm

760 mm Hg, 760 torr

101,325 kPa

1,01325 bar

1013,25 mbar

Presión Atmosférica

Nivel del mar 1 atm

4 millas 0.5 atm

10 millas 0.2 atm

Columnade aire

1 milla = 1609 m

BAROMETROS Y MANOMETROS

Barómetro aneroide

Barómetro aneroide con termómetro

Barómetro de Torrichelli

Manómetro Manómetro digital

Diferencias entre un gas ideal y un gas real

No existen fuerzas de atracción (fuerzas intermoleculares) entre las moléculas de un gas ideal.

Los gases ideales están compuestos por partículas muy pequeñas llamadas moléculas. La distancia que hay entre estas moléculas es muy grande comparada con su tamaño, y el volumen total que ocupan las moléculas es sólo una fracción pequeña del volumen que ocupa todo el gas.

En los gases reales las moléculas tienden a ocupar todo el espacio disponible del recipiente y existen fuerzas intermoleculares de atracción.

2 volúmenes 1 volumen 0,5 volumen

Relación entre presión y volumen

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

Ley de Boyle

El volumen ocupado por una determinada masa de gas, cuando la temperatura se mantiene constante, es inversamente

proporcional a la presión que se ejerce sobre él.

P 1/V

Ley de Boyle

P1 x V1 = P2 x V2

V1= volumen ocupado por el gas inicialmente P1 = presión ejercida por el gas inicialmenteV2= volumen ocupado por el gas finalmente P2 = presión ejercida por el gas finalmente k = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

P x V = K

Ley de Boyle (determinación experimental)

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 Pa) si el volumen aumenta el triple a temperatura constante?

Una muestra gaseosa de H2 tiene una presión de 245480 Pa y ocupa un volumen de 3,2 L. ¿A qué volumen tendrá una presión de 850420 Pa?

Como T Aumenta V Aumenta

Expansión y contracción del gas

Tubocapilar

Mercurio

Temperaturabaja

Temperaturaalta

Expansión y contracción del gas

Ley de Charles

Ley de Charles

V T

V = K ´x T

V1/T1 = V2/T2 T (K) = t (0C) + 273.15

La temperatura seráen escala Kelvin

Cuando la masa y la presión de un gas permanecen constante el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura

absoluta.

T1 = temperatura inicial del gas V1= volumen ocupado por el gas inicialmenteT2= temperatura final del gas V2= volumen ocupado por el gas finalmente k´ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

V (mL)

T (K)

Ley de Charles

(determinación experimental)

Ley de Charles

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

El volumen ocupado por una muestra de CO2 a 35 °C es 5,2 L. A qué temperatura en °C se debe llevar la muestra para que ocupe un volumen de 850 cm3

RELACION TEMPERATURA-PRESIÓN

LEY DE AMONTONS

P1 = P2

T1 T2

A volumen y masa constante, la presión de un gas varía directamente proporcional con la temperatura absoluta.

P T

T1 = temperatura inicial del gas P1= presión ejercida por el gas inicialmenteT2= temperatura final del gas P2= presión ejercida por el gas finalmente k_ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

P T

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?

LEY COMBINADA O COMPLETA DE LOS GASES

P1V1 = P2V2

T1 T2

V1= volumen ocupado por el gas inicialmente V2= volumen ocupado por el gas finalmenteT1 = temperatura inicial del gas P1= presión ejercida por el gas inicialmenteT2= temperatura final del gas P2= presión ejercida por el gas finalmente k_ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

Ley de Avogadro

Volúmenes iguales de cualquier gas a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas.

Xe H2 Ne

Temperatura y presión constante

Temperatura y presión constante

Temperatura y presión constante

O2

Temperatura y presión constante

N2

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GAY LUSSAC

N2 + O2 2NO

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GAY LUSSAC

H2 + Br2 2HBr

Ley de Avogadro

moléculas

volúmenes

molécula

molesmol

moléculas

volúmenesvolumen

moles

V número de moles (n) V = constante x n

V1/n1 = V2/n2

Relación volumen-mol

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC

A temperatura y presión constante, los volúmenes de los gases que se combinan o producen en una reacción química puede expresarse en proporción de números enteros sencillos o pequeños; estos números enteros sencillos corresponden a los coeficientes estequiométricos.

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?

NH3 (g) + O2 (g) NO (g) + H2O (g)

Ecuación del gas ideal

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

P

(R es la constante de gas)

PV = nRT

Ecuación del gas ideal

PV = nRT

T = temperatura del gas P = presión ejercida por el gasV = volumen ocupado por el gas n= numero de moles del gas R= constante del gas

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

Determinación de la masa molar

PV = nRT y n = mM

PV =mM

RT M = m

PVRT

T = temperatura del gas P = presión ejercida por el gasV = volumen ocupado por el gas m = masa del gas R= constante del gasM = peso molecular del gas

Densidades de los gases

PV = nRT y d = mV

PV =mM

RT

MPRTV

m= d =

, n = mM

PM =mV

RT

T = temperatura del gas P = presión ejercida por el gasV = volumen ocupado por el gas m = masa del gas R= constante del gasM = peso molecular del gasd = densidad del gas

Ley

es d

e lo

s ga

ses

Ley

es d

e lo

s ga

ses

Ley de Boyle P1V1 = P2V2

Ley General PV = n R T

Ley Combinada P1V1 = P2V2

T1 T2

Ley de Gay-Lussac P1 = P2

T1 T2

Ley de Charles V1 = V2

T1 T2

n (moles) = g/M

R = 0.0821 atm.L/ mol.K

MEZCLAS DE GASES: LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES

A temperatura constante la presión ejercida por una mezcla de gases, siempre y cuando estos no reaccionen, en un volumen definido es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas.

La presión parcial de un gas, en una mezcla de gases, es la presión que aquel ejercería si él solo ocupase el volumen total.

PRESIONES PARCIALES

PRESIONES PARCIALES

PRESIONES PARCIALES

Ley de Dalton de las presiones parciales

V y T son constantes

P1 P2 Ptotal = P1 + P2

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

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)?

Efusión

Es el proceso en el cual un gas fluye a través de un pequeño orificio en un recipiente.

Ley de efusión de Graham

A temperatura y presión constantes las velocidades de efusión de diferentes gases varía inversamente con la raíz cuadrada de sus densidades (ρ) o pesos moleculares (M).

NH3HCl

NH4Cl

Efusión

NH3

17 g/mol

HCl36 g/mol

NH4Cl

Efusión

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) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)

g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2

Cantidad de reactivo gramos

o volumen

Moles dereactivo

Moles deproducto

Cantidad de reactivo gramos

o volumen

Teoría cinética molecular de los gases

Teoría cinética molecular de los gases

5. La temperatura absoluta es una cantidad proporcional al promedio de la energía cinética de todas las moléculas de un sistema. 6. A presiones relativamente bajas la distancia promedio entre las moléculas es grande en comparación con sus diámetros, y de ahí que las fuerzas de atracción, que dependen de la separación molecular, se consideran despreciables. 7. Finalmente, como las moléculas son pequeñas, en comparación con la distancia entre ellas, su volumen se considera despreciable con relación al total, es decir, la mayor parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío.

Interpretación de las leyes mediante la teoría cinética

• Ley de BoyleSi se disminuye el Vrecipiente, sus moléculas recorrerán

menos espacio entre cada choque; por tanto hay mayor número de choques por unidad de tiempo, implicando un aumento de presión.

• Ley de CharlesAl aumentar la Temperatura, aumenta la energía

cinética de las moléculas, si las paredes del recipiente son elásticas (globo de caucho). Cederán ante el empuje de las moléculas y el volumen del recipiente (globo) aumentará.

• Ley de AmontonsAl aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas. Si las paredes del recipiente son rígidas, el efecto neto será una mayor fuerza sobre las paredes y por tanto una mayor presión.

•Ley de AvogadroAl aumentar la masa, aumenta el número de moléculas y por tanto el número de choques contra las paredes del recipiente. Si las paredes son elásticas, cederán ante el mayor empuje de las moléculas y el volumen aumentará.

Interpretación de las leyes mediante la teoría cinética

• Ley de Dalton de las presiones parciales

Las moléculas no se atraen o repelen entre sí

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

Ptotal = ΣPi

Interpretación de las leyes mediante la teoría cinética

Gases Reales PV=nRT (gas ideal)

a P bajas y a T superiores a sus puntos de condensación

Pero qué tanto la ley general se desvía de la realidad?

PV = constante, PV=nRT = constante

(Z = factor de compresibilidad)

PV=ZnRT

Z=1  (para un gas ideal)

Z > 1  o Z < 1 (para gases reales)

Z = PV

nRT

Producto PV de algunos gases

Z como función de la presión para un mol de gas a 300 K

Z como factor de la presión para un mol de N2

Punto crítico de un gas Está determinado por la situación en la cual, por encima de él, es imposible licuar (condensar) un gas.

Temperatura crítica (Tc): temperatura arriba de la cual, no importando que tan grande sea la presión aplicada, es imposible ser licuado.

Presión crítica (Pc): presión necesaria para licuar el gas a Tc.

Volumen crítico (Vc): volumen del gas a la Pc y Tc

Punto crítico: el estado del gas a Pc, Tc y Vc y sus valores son las constantes críticas del gas.  

Punto crítico del agua

Punto crítico del dióxido de carbono

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS

Ideó un modelo teórico-cinético para un gas imperfecto en el que se modificaron los dos postulados básicos del modelo del gas ideal.   En lugar de tratar las moléculas del gas como partículas puntuales con masa, las trató como esferas rígidas.

En vez de decir que no habría fuerzas entre las moléculas, supuso que éstas ejercían fuerzas de atracción entre ellas, lo que conduce a la condensación en condiciones apropiadas de T y P.

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS

[( ) a + P ] (V-nb) = nRTn

V

2

b : constante de van der Waals(Lmol-1) correción al volumen

a: corrección a la presión (L2 Pa mol-2) fuerzas de atracción

a = 27RTc

64Pcb=

RTc

8Pc

ECUACIÓN DE BERTHELOT  

A bajas presiones

Pesos moleculares de los gases o la densidad

Referencias

-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998.-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997.-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México. 1996.