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Gases ideales Todos los gases se comportan en forma similar a presión y temperaturas ordinarias. Esto dio origen a las leyes de Gases Ideales que se pueden aplicar a bajas Presiones (P) y altas Temperaturas (T)
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En un gas ideal, se considera que:
El tamaño de las partículas es despreciable No existen fuerzas de atracción ni repulsión entre las partículas (moléculas) Los gases tienen comportamiento ideal a alta T y baja P, es decir cuando están alejados del pasaje a liquido
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Gay-Loussac a Volumen Constante
La presión de una masa dada de gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta (K)
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Gay-Loussac a Presión Constante
El volumen ocupado por una determinada masa gaseosa a Presión constante, es directamente proporcional a la temperatura
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Boyle-Mariotte (T Constante)
El volumen ocupado por una determinada masa gaseosa a T constante es inversamente proporcional a la presión:
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LEYES DE LOS GASES IDEALES
Los gases se estudian a través de cuatro parámetros volumen – presión – temperatura y número de moles. Cada ley mantendrá constantes uno de estos parámetros y estudiara el comportamiento de los otros tres.
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LEY DE BOYLE - MARIOTTE Esta ley establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. Al aumentar el volumen, las partículas del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión. Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. P * V = Cte
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LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC A PRESION CONSTANTE
Al estudiar la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante, cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y al disminuir la temperatura el volumen también disminuía. Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen. Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura es constante. V / T = Cte
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Representación Gráfica
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LEY DE GAY-LUSSAC A VOLUMEN CONSTANTE
Esta ley Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: P / T = Cte La unidad de temperatura absoluta es el grado kelvin es necesariamente positiva t mayor que cero. El kelvin es la unidad fundamental del sistema Internacional de Unidades
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LEY DE DALTON – PRESIONES PARCIALES
En una mezcla de gases ideales, la presión total ejercida es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas, el número de moles total es igual a la suma de los números de moles de cada gas presente. Se define como presión parcial de un gas en una mezcla, a la presión que ejercería en caso de ocupar él solo el mismo volumen a la misma temperatura. Esto sucede porque las moléculas de un gas ideal están tan alejadas unas de otras que no interactúan entre ellas. La presión total es igual a la suma de las presiones parciales individuales de los gases que forman la mezcla: Pt = P1 + P2 + P3 + … + Pn Numero total de moles : Nt = N1 + N2 + … + Nn La presión parcial responde a la ecuación: P1 = Pt * N1/Nt
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Dalton Ley de las presiones parciales
En una mezcla de gases, la presión parcial de una gas es la presión que ejercería si ocupara, el solo, el volumen total del recipiente.
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TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES
Trata de explicar las propiedades y el comportamiento de los gases ideales en base a un modelo mecánico también ideal. La teoría cinética de los gases utiliza una descripción molecular para explicar el comportamiento macroscópico de la materia y se basa en los siguientes postulados: Los gases están constituidos por partículas que se mueven en línea recta y al azar Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre sí o con las paredes del recipiente El volumen de las partículas se considera despreciable comparado con el volumen del gas Entre las partículas no existen fuerzas atractivas ni repulsivas La Ec media de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del gas
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Gases reales No cumplen las leyes de los gases ideales
Es un gas real: las moléculas tienen volumen es decir el volumen no es despreciable Existen fuerzas de atracción y repulsión, estas fuerzas son proporcionales al cuadrado de la distancia ecuación de van der waals (P + a/v2) (v-nb)= nRT donde a y b son Cte.
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TERMOQUIMICA 1ER PRINCIPIO DE LA Termodinámica: En un sistema aislado, la energía se conserva
Ley de Lavoisier (Qformación=-Qdescomposición) Ley de Hess: el calor puesto en juego en una reaccioón química no depende del camino seguido (La entalpía es una función de estado)
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Cómo medir Qp PARA CALCULAR LEY DE LAVOISIER LEY DE HESS PARA MEDIR
REACCIÓN RÁPIDA SIN REAC. PARALELAS SIN REAC. EN SERIE PARA CALCULAR LEY DE LAVOISIER LEY DE HESS
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Hess Como calcular Qp
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