Gases Capítulo 5 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Permission required for reproduction or display.

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1 Gases Capítulo 5 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Permission required for reproduction or display.

2 Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera
5.1

3 5.1

4 Características físicas de los gases
Los gases adoptan el volumen y forma 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 uniforme y completamente. Cuentan con densidades mucho menores que los líquidos y sólidos. 5.1

5 Fuerza Presión = Área Unidades de presión 1 pascal (Pa) = 1 N/m2
Barómetro Presión = Unidades de presión Presión atmosférica 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa 5.2

6 Columna de aire 10 millas 0.2 atm 4 millas 0.5 atm Nivel del mar 1 atm
5.2

7 Manómetros usados para medir las presiones de los gases
Vacío Gas Gas 5.2

8 Aparato para estudiar la relación entre presión y volumen de un gas
Como P (h) Aumenta V Disminuye 5.3

9 Ley de Boyle P a 1/V P x V = constante P1 x V1 = P2 x V2
A temperatura constante, cantidad constante de gas P x V = constante P1 x V1 = P2 x V2 5.3

10 P1 x V1 = P2 x V2 P1 = 726 mmHg P2 = ? V1 = 946 mL V2 = 154 mL P1 x V1
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 mmHg) si el volumen está reducido a temperatura constante de 154 mL? P1 x V1 = P2 x V2 P1 = 726 mmHg P2 = ? V1 = 946 mL V2 = 154 mL P1 x V1 V2 726 mmHg x 946 mL 154 mL = P2 = = 4460 mmHg 5.3

11 Expansión y contracción del gas
Tubo capilar Mercurio Temperatura baja Temperatura alta Como T Aumenta V Disminuye 5.3

12 Variación del volumen de gas con la temperatura
a presión constante Ley de Charles y Gay-Lussac V a T La temperatura será en escala Kelvin V = constante x T V1/T1 = V2/T2 T (K) = t (0C) 5.3

13 V1/T1 = V2/T2 V1 = 3.20 L V2 = 1.54 L T1 = 398.15 K T2 = ? V2 x T1 V1
Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa 3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará un volumen de 1.54 L si la presión permanece constante? V1/T1 = V2/T2 V1 = 3.20 L V2 = 1.54 L T1 = K T2 = ? V2 x T1 V1 1.54 L x K 3.20 L = T2 = = 192 K 5.3

14 Ley de Avogadro V a número de moles (n) V = constante x n
A temperatura constante, presión constante V = constante x n V1/n1 = V2/n2 moléculas molécula moléculas moles mole moles volúmenes volumen volúmenes 5.3

15 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 1 mole NH3 1 mole NO A T y P constante
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? 4NH3 + 5O NO + 6H2O 1 mole NH mole NO A T y P constante 1 volumen NH volumen NO 5.3

16 Ecuación del gas ideal 1 Ley de Boyle : V a (a n y T constante) P
Ley de Charles : V a T (a n y P constante) Ley de Avogadro : V a n (a P y T constante) V a nT P nT P nT P V = constante x = R R es la constante de gas PV = nRT 5.4

17 PV = nRT PV (1 atm)(22.414L) R = = nT (1 mol)(273.15 K)
Las condiciones 0 0C y 1 atm son llamadas temperatura y presión estándar (TPE). Los experimentos muestran que a TPE, 1 mol de un gas ideal ocupa L. PV = nRT R = PV nT = (1 atm)(22.414L) (1 mol)( K) R = L • atm / (mol • K) 5.4

18 PV = nRT nRT V = P 1.37 mol x 0.0821 x 273.15 K V = 1 atm V = 30.6 L
¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de HCl a TPE? T = 0 0C = K P = 1 atm PV = nRT n = 49.8 g x 1 mol HCl 36.45 g HCl = 1.37 mol V = nRT P V = 1 atm 1.37 mol x x K L•atm mol•K V = 30.6 L 5.4

19 PV = nRT n, V y R son constantes nR V = P T = constante P1 T1 P2 T2 =
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 (en atm)? PV = nRT n, V y R son constantes nR V = P T = constante P1 = 1.20 atm T1 = 291 K P2 = ? T2 = 358 K P1 T1 P2 T2 = P2 = P1 x T2 T1 = 1.20 atm x 358 K 291 K = 1.48 atm 5.4

20 d es la densidad del gas en g/L
Cálculos de densidad (d) m es la masa del gas en g m V = PM RT d = M es la masa molar del gas Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa dRT P M = d es la densidad del gas en g/L 5.4

21 Estequiometría de los gases
Cantidad de reactivo gramos o volumen Cantidad de reactivo gramos o volumen Moles de reactivo Moles de producto ¿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) + 6O2 (g) CO2 (g) + 6H2O (l) g C6H12O mol C6H12O mol CO V CO2 1 mol C6H12O6 180 g C6H12O6 x 6 mol CO2 1 mol C6H12O6 x 5.60 g C6H12O6 = mol CO2 0.187 mol x x K L•atm mol•K 1.00 atm = nRT P V = = 4.76 L 5.5

22 Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son constantes Combinación de gases P1 P2 Ptotal = P1 + P2 5.6

23 PA = nART V PB = nBRT V XA = nA nA + nB XB = nB nA + nB PT = PA + PB
Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un recipiente de volumen V. PA = nART V nA es el número de moles de A PB = nBRT V nB es el número de moles de B XA = nA nA + nB XB = nB nA + nB PT = PA + PB PA = XA PT PB = XB PT Pi = Xi PT 5.6

24 Pi = Xi PT PT = 1.37 atm 0.116 8.24 + 0.421 + 0.116 Xpropano =
Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de CH4, moles de C2H6, y moles de C3H8. Si la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuál es la presión parcial del propano (C3H8)? Pi = Xi PT PT = 1.37 atm 0.116 Xpropano = = Ppropano = x 1.37 atm = atm 5.6

25 Teoría cinética molecular de los gases
Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable. Las moléculas de los gases están en movimiento constante en direcciones aleatorias. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas. Las moléculas de gas no ejercen fuerzas atractivas ni repulsivas entre sí. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Cualquiera de los dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. 5.7

26 PT = PO + PH O 2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g) 5.6
Botella llenándose con oxígeno gaseoso Botella llena de agua lista para colocarse en la tina de plástico Botella llena de oxígeno gaseoso y vapor de agua 2KClO3 (s) KCl (s) + 3O2 (g) PT = PO + PH O 2 5.6

27 Teoría cinética de los gases y…
Compresibilidad de los gases Ley de Boyle P a velocidad de colisión con las paredes Velocidad de colisión a densidad numérica Densidad numérica a 1/V P a 1/V Ley de Charles Velocidad de colisión a energía cinética promedio de las moléculas de gas Energía cinética promedio a T P a T 5.7

28 Teoría cinética de los gases y…
Ley de Avogadro P a velocidad de colisión con las paredes Velocidad de colisión a densidad numérica Densidad numérica a n P a n Ley de Dalton de las presiones parciales Las moléculas no se atraen o repelen entre sí P ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la presencia de otro gas Ptotal = SPi 5.7

29 Aparato para estudiar la distribución de la velocidad
molecular A la bomba de vacío Motor Moléculas lentas Horno Moléculas rápidas Detector Alternador con rendija giratoria Moléculas con velocidad promedio Detector 5.7

30  3RT urms = M La distribución de las velocidades
Velocidad molecular La distribución de las velocidades de tres diferentes gases a la misma temperatura Velocidad molecular La distribución de las velocidades para moléculas de gas nitrógeno a tres temperaturas diferentes Velocidad molecular urms = 3RT M  5.7 Velocidad molecular

31 Difusión de gas es la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas. NH4Cl NH3 17 g/mol HCl 36 g/mol 5.7

32 Desviación del comportamiento ideal
1 mol de gas ideal Fuerzas de repulsión PV = nRT n = PV RT = 1.0 Gas ideal Fuerzas de atracción 5.8

33 Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión
ejercida por un gas 5.8