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Química General Introductorio

UNIDAD IV: MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES.

ESTADO GASEOSO.

Facultad de Ciencias Agrarias

Universidad Nacional de Lomas de Zamora

2019

Unidad IV Química General- Introductorio-FCA-UNLZ

2

QUÍMICA GENERAL

Docentes Integrantes del Curso

Alberto A. Nivio

María Cristina Gagey

Héctor R. Lacarra

Laura F. Doce

Adriana Astarita

Marta Badino

Pablo Marotta

Laura Trebucq

Ayelén Yerba

Judith Gorosito

AÑO: 2019


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UNIDAD IV: ÁTOMOS Y COMBINACIONES DE ÁTOMOS.

ESTADO GASEOSO

Teoría Atómica de Dalton. Ley de Avogadro. Masas atómicas y moleculares relativas. Concepto

de Mol. Volumen Molar. Número de Avogadro.

El estado gaseoso: Teoría cinético molecular. Leyes de los gases ideales. Ecuación de estado.

Densidad de un gas. Ecuación general de los gases ideales. Ley de Dalton de las presiones

parciales.

Actividades:

Interpretación de las diferentes teorías.

Resolución de situaciones problemáticas sencillas.

BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía Recomendada

Cátedra de Química General e Inorgánica. CURSO INTRODUCTORIO DE QUÍMICA. Apuntes

Teórico-Prácticos. Bs. As., 2019

Angelini M. y otros Temas de Química General. Buenos Aires, EUDEBA, 1994.

Biasioli-Weitz, Química Inorgánica, Kapeluz, Bs As.

Chang R. Química. McGraw-Hill. 7ª. Edición, 2002.

Fernández Serventi H., Química Inorgánica, Losada S.A., Bs. As.

Mautino J., Química Inorgánica, Stella, Bs As.

Milone. Química General e Inorgánica, Estrada, .Bs. As.


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UNIDAD 4: MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES.

ESTADO GASEOSO.

ÍNDICE

Objetivos de la Unidad 5

Introducción 5

1. Concepto de Mol 5

1.1. Masa Atómica y Molecular 6

1.2. Masa Atómica relativa Promedio (Ar) 7

1.3. Masa Molecular Relativa (Mr) 7

1.4. Masa Fórmula Relativa 8

2. Masa Molar (M) 8

3. Volumen Molar (V) 10

4. Estado Gaseoso. Características 11

4.1. Gas Ideal 11

4.2. Teoría Cinética Molecular 12

5. Leyes de los Gases 12

5.1. Ley de Boyle-Mariotte 13

5.2. Ley de Charles 14

5.3. Ley de Gay Lussac 14

5.4. Ley General de los Gases Ideales 15

5.5. Ley de Avogadro 15

5.6. Ecuación general de los Gases Ideales 16

5.7. Ley de Dalton 17

5.8. Difusión Gaseosa. Ley de Graham 18


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OBJETIVOS

La lectura de esta unidad permitirá a los alumnos:

Conocer las magnitudes atómicas y moleculares.

Caracterizar las mismas

Conocer la información cuantitativa que está relacionada con la cantidad (masa,

volumen, n° de partículas, cantidad de materia) de las sustancias (átomos, moléculas e

iones)

Resolver problemas numéricos y conceptuales relacionados con la química cuantitativa

Identificar el estado gaseoso, sus propiedades físicas y químicas y las leyes que lo

rigen.

INTRODUCCIÓN

Magnitudes Atómico-Moleculares

1. El Mol

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de materia, una de las

siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Mol es la cantidad de materia que hay en 6,02 1023 partículas elementales (átomos, moléculas

iones, electrones). Corresponden a la misma cantidad de átomos que hay en 12 gramos de

carbono, variedad isotópica 12.

El número de unidades elementales —átomos, moléculas, iones, electrones, u otras partículas

o grupos específicos de estas— existentes en un mol de sustancia es, por definición, una

constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es

llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:

1 mol= 6,02 1023 unidades elementales


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Constante de Avogadro.- Es el número de partículas elementales (átomos, moléculas, iones,

etc.) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023 partículas/mol

1.1 Masas atómicas y moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta

exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

En todos los aspectos cuantitativos de la química debemos conocer las masas de los

compuestos estudiados.

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes, pues tienen diferente número de

protones y seguramente de neutrones. Además la masa de un mismo elemento también puede

ser distinta si pertenecen a diferentes variedades isotópicas. Conceptualmente, masa atómica

(mat

) es la masa de un átomo, y la masa de un átomo en particular es la suma de las masas

de sus protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos

La masa de un átomo depende del átomo en cuestión, es decir del número de protones y

neutrones que contenga su núcleo. Dicha magnitud es muy pequeña, y por lo tanto no existe

la posibilidad de pesar átomos aislados en una balanza. En 1961 la IUPAC (Unión Internacional

de Química Pura y Aplicada) propuso una unidad de masa atómica tomando como unidad de

referencia la doceava parte de la masa del nucleído más abundante del carbono: 12C. Esta

unidad se denomina unidad de masa atómica y se simboliza uma o u.

Si ahora, al H (el elemento más liviano de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los

demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al

C (carbono) debemos asignarle masa atómica relativa de 12 y al O (oxígeno) debemos

asignarle masa atómica de 16, pues es 16 veces más pesado que el hidrógeno

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que

el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos

que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino

respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).

uma (u) = 1/12 masa

12C


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Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo

de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor

correcto a la uma: 1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos

1.1.1 Masa atómica relativa promedio (Ar)

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una

mezcla de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos

la masa relativa y también la abundancia relativa de cada isótopo.

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una

cantidad despreciable de 14C.

Por lo tanto, la masa atómica relativa promedio del carbono será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma. Éste es el valor que

aparece en la tabla periódica

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como masa atómica

relativa. Estos son los valores que aparecen en la tabla periódica.

ArO= 16 ArH= 1 ArCl= 35,45 ArK= 39

1.2 Masa molecular relativa (Mr)

Cuando nos referimos a una sustancia formada por moléculas, hablamos de la Masa

molecular relativa (Mr). Esta magnitud es un número abstracto que indica cuántas veces es

mayor la masa de una molécula con respecto a la uma; se utiliza la unidad de u.

Se calcula sumando las masas atómicas relativas de los átomos que intervienen en la

molécula:

MrH2O = ArO + 2 ArH

MrH2O = 16 + 2. 1

MrH2O = 18

Esto significa que una molécula de H2O es 18 veces más pesada que la uma es decir pesa 18,0

uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.


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el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula de la

glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.

Por lo tanto la masa molecular relativa de la glucosa será:

Mrglucosa = 6 ArC + 12 ArH + 6 ArO

Mrglucosa = 180

Un mol de glucosa pesa 180 gramos

1.3 Masa fórmula relativa

La masa fórmula de una sustancia es la suma de las masas atómicas de cada átomo en su

fórmula química, se utiliza especialmente en compuestos iónicos

MrNaCl = ArNa + ArCl

MrNaCl = 58,5

Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como

moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus

pesos fórmula pero no sus masas moleculares por ello hablamos de masa formula.

2. Masa Molar (M)

Es la masa de un mol de una sustancia.

Es decir es la masa de 6,02 1023 partículas elementales. Es numéricamente igual al Mr (o Ar),

pero lleva unidad expresada en gramos

Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.

Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un

átomo de 12C.

Entonces, un mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de un mol de átomos de

12C.

Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de

24Mg debe pesar 24 gramos.

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar.

Sabiendo que:

MrH2O = 18 entonces; M H2O = 18 g/mol


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MrH2SO4 = 98 entonces; M H2SO4 = 98 g/mol

MrH2SO4 = 98 significa que la molécula de ácido sulfúrico es 98 veces más pesado que la

uma.

M H2SO4 = 98 g/mol significa que un mol (6,02 1023 moléculas) de ácido sulfúrico pesan 98

gramos.

Entonces un mol de cualquier sustancia cuya fórmula conocemos nos indica: la masa

de ella y la cantidad de moléculas o átomos que posee.

Un mol de agua pesa 18 g y contiene 6,02 1023 moléculas.

Calcular la masa de 1,5 mol de cloruro de calcio

Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2

ArCa = 40,078 uma; ArCl = 35,453 uma

Al ser un compuesto iónico no tiene masa molecular, sino peso fórmula.

Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma

MCaCl2=110,984 g/mol

De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos.

Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán: (1,5 mol). (110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos

Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?

ArAu= 197 uma, por lo tanto, 1 mol de oro pesa 197 gramos.

De manera que en 2,8 gramos de oro habrá:(2,8 gramos) (1 mol/197 gramos) = 0,0142 mol

1 mol de agua

H2O

Contiene

6,02 1023 moléculas

Pesa

18 g


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Sabemos por medio del número de Avogadro que hay 6,02 x 1023 átomos de oro en un mol.

Entonces en 0,0142 mol tendremos. (0,0142 moles). (6,02.1023 átomos/moles)=8,56.1021

átomos

1molAu 6,02.1023 átomos de Au 197 g

X=0,0142 molAu x=8,56.1021 átomos de Au 2,8 g

3. Volumen Molar (V)

Es el volumen ocupado por un mol de sustancia, independientemente del estado de agregación

en que se encuentre, a la presión y temperatura consideradas. Cuando las sustancias son

gases según el principio de Avogadro, ocuparán todos los mismos volúmenes, si están en las

mismas condiciones de presión y temperatura. Experimentalmente se verifica que este

volumen es de 22,4 dm3, cuando el gas está en condiciones normales de presión y

temperatura, es decir, a 1 atm y 0ºC.

En un recipiente hay 400 gramos de CO2 en CNPT.

Calcular

a) ¿Cuántos moles de gas están presentes?

b) ¿Qué cantidad de moléculas hay?

c) ¿Qué volumen de gas representa?

1molCO2 6,021023 moléculas 44 g 22,4 L

X= 9,09molCO2 x= 5,471024 moléculas 400 g x=203,6 L

Un mol de NH3 en CNPT

Pesa

17 g

Contiene

6,02 1023

moléculas

Ocupa

22,4 L


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Estado Gaseoso

4. Características el Estado Gaseoso

4.1. Gas ideal Es aquel que está constituido por moléculas no unidas, expandidas y sin

fuerzas de atracción,

Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es

mucho menor que la de los líquidos y la de los sólidos.

Dependiendo de sus contenidos de energía o de las fuerzas que actúan, la materia puede estar

en un estado o en otro diferente

En los gases reales no existe un desorden total y absoluto, aunque sí un desorden más o

menos grande. En los gases reales existen fuerzas de atracción y las moléculas tienen volumen

considerable.

En un gas, las moléculas están en estado de caos y muestran poca respuesta a la gravedad.

Se mueven tan rápidamente que se liberan unas de otras.La velocidad de las partículas de un

gas es enorme y, cuando chocan, rebotan y vuelven a separarse. Al chocar se alejan lo más

posible unas de otras, ya que prevalecen entre ellas las fuerzas de repulsión sobre las de

atracción (cohesión).

El movimiento en línea recta que poseen estas moléculas y que les permite desplazarse dentro

del recipiente, se denomina traslación. Pero, además de trasladarse, las moléculas pueden

rotar (rotación) y sus átomos pueden vibrar (vibración). Ocupan entonces un volumen

mucho mayor que en los otros estados porque dejan espacios libres intermedios (pueden fluir)

y las moléculas están enormemente separadas unas de otras. Por eso es tan fácil comprimir un

gas (son compresibles), lo que significa, en este caso, disminuir la distancia entre moléculas.

Las partículas que componen la materia

pueden presentarse en tres estados físicos

diferentes, principalmente, sólido, líquido y

gaseoso

La diferencia entre los tres reside

esencialmente en la agitación de las

moléculas, lo cual es la expresión de su

condición térmica

Se denomina gas al estado de agregación de

la materia que no tiene forma ni volumen

propio


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La presión que el gas ejerce es simplemente el resultado del enorme número de choques de

sus moléculas contra las paredes del recipiente que lo contiene y de la gran velocidad de

impacto. La energía de las moléculas aumenta con la temperatura, o sea que al calentarse

aumenta la presión que ejerce el gas en el recipiente por ser mayor el número y la violencia de

las colisiones de las moléculas contra las paredes. De hecho la temperatura de un gas es la

medida de la energía cinética de las moléculas que la componen.

4.2. Teoría cinética de los gases ideales

La teoría cinética de los gases explica las características y

propiedades de la materia en general, y establece que el calor

y el movimiento están relacionados, que las partículas de toda

materia están en movimiento hasta cierto punto y que el calor

es una señal de este movimiento.

Esta teoría considera que,

Los gases están compuestos por moléculas, partículas

discretas, individuales y separadas

No existen fuerzas de atracción entre las moléculas del gas

La distancia que existe entre estas partículas es muy grande comparada con su propio

tamaño

El volumen total ocupado por tales corpúsculos es sólo una fracción pequeña del volumen

ocupado por todo el gas

Las moléculas de los gases se mueven constantemente, debido a la energía cinética que

poseen.

En el movimiento, las moléculas de los gases chocan elásticamente unas con otras y con

las paredes del recipiente que las contiene en una forma perfectamente aleatoria.

La frecuencia de las colisiones con las paredes del recipiente explica la presión que ejercen

los gases.

La energía partículas puede ser convertida en calor o en otra forma de energía, pero la

energía cinética total de las moléculas permanecerá constante si el volumen y la temperatura

del gas no varían; por ello, la presión de un gas es constante si la temperatura y el volumen

no cambian.

5. Leyes de los Gases Ideales

De los tres estados de la materia, en el estado gaseoso las interacciones entre sus partículas

son mínimas. Como resultado de ello los estudios del estado gaseoso han sido sencillos, en

forma empírica se establecieron las leyes de los gases ideales las cuales describen el

comportamiento de dichas sustancias en determinadas condiciones especiales


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Si un gas es introducido en un recipiente cerrado, sus moléculas se moverán según las

consideraciones de la teoría cinética molecular, con una velocidad que aumentará con la

temperatura.

Suponiendo que un determinado número de moléculas, las cuales se pueden expresar en

función al número de moles (n), se llevan a un recipiente cerrado de volumen (V) y a una

temperatura kelvin (T), las moléculas se moverán chocando contra las paredes del recipiente

ejerciendo una presión (P), que es dependiente del número de choques. La presión, la

temperatura, y el volumen de una muestra de gas son sus variables de estado.

La temperatura absoluta es aquella temperatura medida con respecto a una escala que

comienza en el cero absoluto corresponde a una temperatura de −273,15 °C. Se expresa en

Kelvin, cuyo símbolo es K

La ausencia total de agitación molecular dará como resultado un cero absoluto de temperatura.

Para convertir los grados centígrados (Celsius) en grados Kelvin se utiliza la siguiente ecuación

K = C + 273,15

5.1. Ley de Boyle-Mariotte

Robert Boyle investigó el comportamiento de una cantidad fija de gas sometido a diversas

presiones, y encontró una relación muy sencilla entre su volumen y su presión:

"El volumen (V) de una masa definida de un gas, a temperatura (T) constante, es

inversamente proporcional a la presión aplicada (P) sobre él"; la expresión matemática de esta

ley es:

P.V=k, donde k es una constante de proporcionalidad.

Considerando dos estados uno inicial (1) y otro final (2) se puede generalizar que

Lo cual tiene como consecuencia que:

Si la presión aumenta el volumen disminuye

Si la presión disminuye el volumen aumenta

Experimentalmente se observa que la variación de la presión

con el Volumen a temperatura constante tiene forma

asintótica

P1 · V1= P2 · V2


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5.2. Ley de Charles

El físico francés Jacques Charles (1763-1823) descubrió la relación existente entre el volumen

y la temperatura de un gas, siempre y cuando su presión y su masa se mantengan invariables.

Para ello utilizó el mismo diseño empleado un siglo antes por Boyle, pero ahora variando la

temperatura y manteniendo constante la presión.

A presión constante, el volumen ocupado por una masa definida de una muestra de gas es

directamente proporcional a la temperatura (kelvin o absoluta).

Matemáticamente esta ley puede expresarse de la siguiente forma:

V=k.T donde k es una constante de proporcionalidad; si la presión y

la cantidad de materia (n) se mantienen constantes.

Por lo tanto:


Si la temperatura aumenta el volumen aumenta

Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

5.3. Ley de Gay Lussac

A volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional

a la temperatura absoluta o kelvin. La representación matemática de esta ley es:

P=k.T, donde k es una constante de proporcionalidad.

Por lo tanto


Si la temperatura aumenta la presión aumenta

Si la temperatura disminuye la presión disminuye

Experimentalmente se

observa que la variación del volumen con la

temperatura a presión constante tiene la forma de una línea recta

V1/T1= V2/T2

P1/T1= P2/T2


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5.4. Ley General de los Gases Ideales

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables P (presión), V (volumen) y T

(temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio. Estas

variables no son independientes entre sí, sino que cada una de ellas es siempre función de las

otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las dos condiciones siguientes:

Que el volumen de sus partículas sea despreciable.

Que no existan fuerzas atractivas entre ellas.

Las dos primeras leyes pueden utilizarse, como ya se indicó, para averiguar el nuevo volumen

que adquiere un gas cuando se modifica su temperatura y su presión, pero no cuando ambas

variables lo hacen de manera simultánea. Sin embargo, en la práctica, lo más frecuente es que

así suceda.

La ley combinada de los gases es una suma de las leyes de Boyle y de Charles, incluso la ley

de Gay Lussac. Al final, resulta la ecuación general para una masa definida de gas:

La ley de Boyle y la ley de Charles han sido verificadas y confirmadas mediante cuidadosas

realizaciones experimentales. En ciertas condiciones de temperatura y/o presión, las

propiedades de la mayor parte de los gases reales se desvían por completo de las de un gas

ideal. Para estos casos existen otras ecuaciones.

5.5. Ley de Avogadro

Avogadro publicó una hipótesis en la que estableció lo siguiente:

“En iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes

contienen el mismo número de moléculas”, es decir, a presión y temperatura constante el

volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles que presenta dicho gas.

Para poder comparar el volumen de los gases y aplicar el principio de Avogadro se relacionaran

los puntos de referencia de temperatura y presión a los que se denominaran condiciones

P1.V1/T1= P2.V2/T2

Experimentalmente se

observa que la variación de la presión con la

temperatura a volumen constante tiene la forma de una línea recta


16

normales o estándar (T = 273 K y P = 1 atm). Se ha calculado experimentalmente que el

volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales es igual a 22,4 litros al

que se denomina volumen molar de un gas. Como un mol de cualquier sustancia contiene

6,023.1023 moléculas, estas ocuparán un volumen de 22,4 L.

Por lo tanto:


Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen

Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

5.6. Ecuación general de los Gases Ideales

Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:

Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero

desordenada

La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta

Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que

lo contiene

Los choques entre las moléculas del gas son elásticos por lo que no pierden energía

cinética

La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable.

Combinando las leyes vistas se pueden resumir en una sola ecuación general para el

comportamiento de los gases

Donde n son los moles del gas y R la constante universal de los gases ideales. El volumen de

un gas varía de manera proporcional con el número de moles y con la temperatura, e

inversamente proporcional con la presión.

V1/n1= V2/n2

P · V = n · R · T


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5.7. Mezcla de Gases

Ley de Dalton de las Presiones Parciales

Las leyes de los gases ideales se aplican tanto a gases individuales como las mezclas

gaseosas. Cuando se mezclan varios gases que no reaccionan químicamente entre sí, cada uno

de ellos se comporta como si estuviera solo en el recipiente que los contiene.

Dalton propuso que cada uno de los gases de la mezcla se expande hasta llenar el recipiente y

ejerce una presión llamada presión parcial que es igual a la que ejercería si estuviese solo en

el recipiente.

La ley de las presiones parciales de Dalton establece que la presión total de una mezcla de

gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen.

Dada una mezcla gaseosa colocada en un recipiente cerrado, La presión parcial de uno de los

gases es igual a la presión que ejercería el mismo gas si estuviera solo en el recipiente a la

misma temperatura. El cuadro siguiente resume lo que tratamos de decir.

Si la temperatura y el volumen de gas se mantienen constantes, la presión parcial del gas es

directamente proporcional al número de partículas de gas.

"La suma de las presiones parciales de los gases en el contenedor nos da la presión total de la

mezcla." Este enunciado se llama la ley de Dalton de las presiones parciales.

Los gases en un mismo contenedor tienen volúmenes iguales y comparten la presión total en

función del número de moles. Si escribimos la ley del gas ideal para el total de gas en la

mezcla y uno de los gases y dividirlos entre sí, obtenemos la ecuación de presión parcial de un

gas en la mezcla.

P1.V = n1.R.T y P2.V = n2 .R.T y Ptotal.V = ntotal.R.T

Y que n total = n1 + n2

Se puede deducir que

Ptotal=P1+P2

Ptotal.V = (n1 + n2).R.T


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5.8. Difusión Gaseosa. Ley de Graham

La difusión es la migración de las moléculas como resultado del movimiento molecular al azar.

La difusión de dos o más gases da como resultado el entremezclado de las moléculas y en un

recipiente cerrado conduce rápidamente a la formación de una mezcla homogénea. Otro

fenómeno relacionado es la efusión consistente en la salida de las moléculas del gas a través

de un pequeño orificio o agujero. Todos los gases se difunden rápida y totalmente unos de

otros independientemente de su presión, no obstante la velocidad de difusión no es la misma

cuando un gas puede escapar de un recipiente; se sabe que la velocidad con que sale depende

de su presión. Las velocidades de efusión (salida a través de poros) y difusión (expansión

hasta ocupar el volumen del recipiente) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz

cuadrada de sus masas molares:

v1/ v2= (M2/M1)-1/2

Donde:

v1, v2 son las velocidades de difusión / efusión del gas

M2/M1 son las masas molares

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