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Gases

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Tema 5 GASES GASES Caracter sticas de los Gases Presi n Presi n Teor a Cin tica de los Gases Veamos un ejemplo Ley de Charles Ley de Avogadro Ley Combinada de ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: Gases


1
Tema 5
GASES
2
GASES
3
Disposición y distancia entre las moléculas según
el estado de la materia
4
Características de los Gases
  • Los gases adoptan la forma del recipiente que los
    contiene.
  • Pueden ser comprimidos a menores volúmenes.
  • Cuando en un recipiente hay 2 o mas gases,
    difunden mezclándose homogéneamente y
    uniformemente.
  • Sus densidades son mucho menores que la de los
    líquidos y sólidos.
  • Ejercen presión sobre su entorno. Por lo tanto
    hay que ejercer presión para contenerlos.

5
Presión
Se define como fuerza por unidad de área.
Unidad en SI PASCAL (Pa) Pa Fuerza
x área N/m2
kg/m seg2
N kg m/seg2
6
Presión
PRESIÓN ATMOSFÉRICAPresión que ejercen los
gases de la atmósfera sobre la tierra.
PRESIÓNATMOSFÉRICA 760 mmHg 760 torr 1
atm
101325 Pa 101,3 kPa
7
Teoría Cinética de los Gases
  • Los gases están constituidos por partículas que
    se mueven en línea recta y al azar.
  • Las colisiones entre si y con las paredes del
    recipiente son perfectamente elásticas
    transferencia de energía completa y esta
    permanece constante en el sistema.
  • La Presión es fruto de estos choques y depende de
    la frecuencia y de la fuerza.
  • Distancia de separación entre moléculas es mucho
    mayor que sus propias dimensiones tamaño y
    volumen despreciable.
  • No hay fuerzas de atracción entre las moléculas
    que conforman el gas.
  • Energía cinética promedio es proporcional a la
    temperatura del sistema Dos gases diferentes a
    la misma temperatura tendrán la misma Energía
    Cinética promedio.

Gases Ideales
8
La teoría cinética explica el comportamiento de
los gases a nivel molecular y la influencia que
tiene dicho comportamiento sobre lo que
observamos a nivel macroscópico
Presión
Compresibilidad
Volumen
Temperatura
9
Ley de Boyle
V k 1/P
P.V k.1/P.P
Entonces
P.V k
Por lo que
Pi. Vi Pf. Vf
Siempre que n y T permanezcan constantes
Unidades Volumen L Presión atm
10
Veamos un ejemplo
Una muestra de He ocupa 500 cm3 a 2,00 atm.
Suponiendo que la Temperatura permanece
constante Qué Volumen ocupará dicho gas a 4
atm?
Utilizando la Ley de Boyle
DatosVi 0,5 LPi 2 atmPf 4 atmVf ?
Pi. Vi Pf. Vf
Reemplazando
Vf (2 atm . 0,5 L) / 4 atm
Vf 0,25 L
Rta Vf 0,25 L
11
Ley de Charles
V k . T
Reordenando
V / T k
Por lo que
Vi / Ti Vf / Tf
Siempre que n y P permanezcan constantes
Escala Kelvin Temp C 273,15
12
Veamos un ejemplo
250 mL de Cl2 medidos a 273 K son calentados a
presión constante hasta alcanzar una temperatura
de 373 K. Cuál es el Volumen final que ocupa el
gas?
Aplicando la Ley de Charles
Vi / Ti Vf / Tf
DatosVi 0,25 LTi 273 K Tf 373 K Vf ?
Reordenando y Reemplazando
Vf (0,25 L . 373 K) / 273 K
Vf 0,341 L
Rta Vf 0,341 L
13
Ley de Gay Lussac
De manera análoga
P k T
Siempre que n y V permanezcan constantes
14
Veamos un ejemplo
250 mL de Cl2 medidos a 273 K a una Presión de 1
atm son calentados a volumen constante hasta
alcanzar una temperatura de 373 K. Cuál será la
Presión final del gas?
Aplicando la Ley de Gay Lussac
Pi / Ti Pf / Tf
DatosPi 1 atmTi 273 K Tf 373 K Pf
?
Reordenando y Reemplazando
Pf (1 atm . 373 K) / 273 K
Pf 1,37 atm
Rta Pf 1,37 atm
15
Ley de Avogadro
De esta manera
V k n
Siempre que P y T permanezcan constantes
16
Veamos un ejemplo
Inicialmente se tiene 0,5 moles de Cl2 que ocupan
un volumen de 11,2 L. Si luego de cierto
experimento a presión y temperatura constante se
tienen 10 moles de Cl2. Cuál será el volumen
final del gas?
Aplicando la Ley de Avogadro
Vi / ni Vf / nf
DatosVi 11,2 L ni 0,5 moles nf 10
molesVf ?
Reordenando y Reemplazando
Vf (11,2 L. 10 moles) / 0,5 moles
Vf 224 L
Rta Vf 224 L
17
Ley Combinada de los gases
Sabemos que
V k . 1/P (Ley de Boyle)
V k . T (Ley de Charles)
P k . T (Ley de Gay Lussac)
  • P . V k
  • T

Si combinamos
Pi . Vi Pf . Vf Ti Tf
Entonces
Siempre que n sea constante
18
Ley de los Gases Ideales
Si además tenemos en cuenta que
V k . n (Ley de Avogadro)
P V k n T
Podemos escribir
1 atm. 22,4 L k 273,15 K . 1 mol
Si medimos k en Condiciones Normales de P y T
para 1 mol
k 0,082 atm . L R K . mol
Entonces
P . V n . 0,082 atm . L . T
K . mol
Y de esta manera
La ecuación de los gases ideales es útil para
resolver problemas que no implican cambios de P,
T, V y n. Conociendo tres variables se puede
calcular la cuarta
19
Veamos un ejemplo
  • El hexafluoruro de azufre es un gas incoloro e
    inodoro muy poco reactivo. Calcule la presión (en
    atm) ejercida por 1,82 moles de dicho gas
    contenido en un recipiente de acero de 5,43 L de
    volumen a 69,5 C.

P . V n R T
Aplicando la ecuación
Datos n 1,82 moles V 5,43 L T 69,5C
342,5 K
P (1,82 moles . 0,082 atm L. 342,5 K ) /
5,43 L K. mol
P 9,41 atm
Rta P 9,41 atm
20
Densidad de un gas
m masa en g.
  • Sabemos que

n m / PM
donde
PM peso molar en g
Si reemplazamos en la ecuación de los gases
ideales
P . V m R T PM
d P . PM R . T
Y como
d m/V
Entonces
De esta manera, es posible identificar un gas
conociendo su densidad, la Presión y la
Temperatura en la que se encuentra
PM d .R . T P
21
Veamos un ejemplo
  • Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso
    amarillo verdoso a partir de cloro y oxigeno, y
    encuentra que su densidad es 7,71 gr / L a 36 C
    y 2,895 atm. Calcule el PM del compuesto y
    determine su formula molecular.

PM d .R . T P
Aplicando
Datos d 7,71 gr/ L P 2,895 atm T 36 C
309 K
PM (7,71 gr/L. 0,082 atm L . 309 K) 2,895 atm
K . mol
PM 67,48 g / mol
Entonces
1 mol de Cl 2 moles de O 67,45 gr / mol
Rta ClO2
22
Ley de Dalton
En una mezcla de gases la presión resultante Pt
es el resultado de las colisiones sobre las
paredes del recipiente de todos los gases que
con-forman la mezcla
Es decir
Pt PA PB .Pn
23
Supongamos que tenemos una mezcla gaseosa
conformada por los gases A y B
Entonces
Combinando ambas ecuacionessegún Dalton
PT (nA nB).R . T V
PA nA . R . T V
Haciendo la relación
24
Obsérvese que siempre se cumple que
PA XA . PT
Por lo que
XA XB 1
De esta manera, para un sistema que tiene Y
componentes la presión parcial para cada uno de
ellos es
Py Xy . PT
25
Veamos un ejemplo
Una mezcla gaseosa contiene 4.46 moles de Ne,
0,74 moles de Ar y 2,15 moles de Xe. Calcule las
presiones parciales de cada gas en la mezcla si
la presión total del sistema es de 2,00 atm a una
dada temperatura
Datosn Ne 4,46n Ar 0,74n Xe 2,14n
totales 7,34Pt 2,00 atm
Utilizando
Se tiene que
26
Desviación del Comportamiento Ideal
Las leyes de los gases y la teoría cinética
suponen que los gases poseen comportamiento ideal
No hay interacciones
Relación P.V/R .T vs P para 4 gases reales y un
gas ideal
Para los gases reales PV nRT es sólo válida a
presiones reducidas
27
Para estudiar el comportamiento de los gases
reales con mayor exactitud hay que tener en
cuenta las fuerzas intermoleculares y los
volúmenes moleculares
Propone una ecuación de estado modificada
a y b ctes de proporcionalidad y dependen de
cada gas
a a a la fuerza de atracción
b a al volumen molecular
- n b
Volumen ocupado por las moléculas del gas
28
Resumen Ecuación Matemática Condiciones
Ley de Boyle Pi . Vi Pf . Vf n y T cte.
Ley de Charles Vi / Ti Vf / Tf n y P cte.
Ley de Gay Lussac Pi / Ti Pf / Tf n y V cte.
Ecuación Combinada (Pi . Vi) / Ti (Pf . Vf ) / Tf n cte.
Ecuación de Estado P . V n . R . T Conociendo 3 variables se calcula la 4ta
Ley de Dalton Pt SPpi y Ppi Xi . Pt Donde Xi ni / nt Por lo general n y T cte
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