EL ESTADO GASEOSO Y SUS LEYES Profesor: CRISTIAN LEDEZMA CARVAJAL 18 DE ABRIL 2013

EL ESTADO GASEOSO Y SUS LEYES RESULTADOS DE APRENDIZAJE Al finalizar con éxito esta unidad, los estudiantes debieran ser capaces de: Analizar los estados de la materia y sus transformaciones, considerando principios referidos a: estados de la materia; balance químico aplicado a ecuaciones químicas, estequeometría y soluciones; leyes químicas; propiedades físicas y químicas de los elementos y compuestos y métodos o reglas de referencia en la resolución de problemas Química I

EL ESTADO GASEOSO Y SUS LEYES Para que los alumnos y alumnas adquieran los resultados de aprendizaje indicados anteriormente, los alumnos deben: Reconocer los estados de la materia e identificar sus propiedades Identificar las propiedades físicas y químicas más importantes de los gases y líquidos para relacionarlas con transformaciones que ocurren en la naturaleza Describir el estado gaseoso para enunciar las diferentes leyes de los gases Usar las relaciones matemáticas que identifican las leyes de los gases para resolver problemas que involucren variables de presión, temperatura, volumen y moles de gases Conocer algunos ciclos biogeoquímicos y su importancia en el medio ambiente Aplicar el balance químico en la resolución de problemas relacionados con el balance de materia en una reacción química en la atmósfera, en la hidrosfera o en un proceso productivo de una industria Química I

SABER SER Promover en el alumno la responsabilidad activa de su propio aprendizaje Desarrollar actitudes, habilidades de diálogo y creatividad para efectuar la búsqueda de información Cultivar la capacidad de identificar y jerarquizar los temas de aprendizaje en función del diagnóstico de sus propias necesidades de aprendizaje Involucrar al alumno en un grupo de trabajo colaborativo para poder identificar, analizar y solucionar algún problema Química I

BALANCE y TRANSVERSALIDAD Balance Químico Balance de Carga Balance de Energía Balance de Materia Nomenclatura Ácido-base Termodinámica Estequiometría y Reacciones Químicas Equilibrio de fase Soluciones Nº + = Nº  Nº H = Nº OH Cant. R = Cant. P n (G) = n (L) n (C) = n (D) La energía no se crea ni se destruye sólo se transforma Compuestos -Binarios -Ternarios Reacciones de neutralización G – L Mezcla Dilución Combustión Redox Hidrólisis y tampones masa R = masa P Nº e ox = Nº e red Enlace Químico y Propiedades Precipitación Nº iones + = Nº iones  Química I

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DEL ESTADO GASEOSO Una empresa trabaja en las cercanías del Río Elqui. Con respecto a los residuos que genera, la empresa hace lo siguiente: Los residuos sólidos de la empresa son utilizados alternativamente como material combustible en su propia caldera. Cuando esto ocurre la chimenea presenta una emisión continua. El flujo promedio medido de los gases de combustión es el mismo. La pluma diaria emitida cubre un área de 250.000 m2 con una altura de 250 m. La emisión de la empresa se caracteriza en la siguiente tabla: Tabla 1: Características de las emisiones gaseosas Determine las concentraciones de cada uno de los contaminantes en la zona de la pluma. Período [hrs] Flujo [m3/min] Contaminante [ppm] CO NO2 SO2 0 - 5 50.00 1423 100 207 5 – 8 49.92 1424 101 208 8 – 14 49.97 1422 99 206 14 – 18 49.93 1425 102 209 18 - 24 49.98 Química I

Química I

El alumno debe ser capaz de, resolver problemas a través de la comprensión científica y el razonamiento lógico-deductivo en un contexto científico-tecnológico Química I

NUESTRO MEDIO AMBIENTE Química I Prof. M. Cs. Oscar Maltés P.

ESTADOS DE LA MATERIA. EFECTO DE LOS CAMBIOS DE TEMPERATURA Química I Prof. M. Cs. Oscar Maltés P.

PROPIEDADES DE LOS ESTADOS DE LA MATERIA Sólido Líquido Gas Densidad Grande Pequeña Forma Fija La del recipiente Llena el recipiente Compresibilidad Expansión térmica muy pequeña pequeña moderada Química I

GASES Estado de la materia caracterizado por un alto nivel de desorden entre las partículas constituyentes Química I

Teoría cinética de los gases (postulados) Los gases están formados por partículas separadas enormemente en comparación a su tamaño. El volumen de las partículas del gas es despreciable frente al volumen del recipiente Las partículas están en movimiento continuo y desordenado chocando entre sí y con las paredes del recipiente, lo cual produce la presión Los choques son perfectamente elásticos, es decir, en ellos no se pierde energía (cinética) La energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura Química I

VARIABLES A CONSIDERAR Cantidad Moles Masa Kilogramos Volumen Litros Temperatura Kelvin Presión Atmósferas Química I

VOLUMEN A condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (273 K), un mol de un gas ocupa un volumen de 22,4 L Química I

TEMPERATURA Corresponde a una medida de la cantidad de calor intercambiada entre un cuerpo y el ambiente que le rodea Está en directa relación con la cantidad de energía cinética asociada a sus partículas K = ºC + 273,15 Química I

Comparar Celsius a Fahrenheit oF - 32 = 1.8 oC Química I

PRESIÓN Fuerza ejercida por las partículas sobre una superficie (en este caso, las paredes del contenedor) Química I

LEYES DE LOS GASES Relaciones entre las variables: volumen, presión, temperatura y moles (cantidad de gas) Química I

LEYES DE LOS GASES Relaciones entre las variables: volumen, presión, temperatura y moles (cantidad de gas) V P = cte. T n Química I

Ley de los gases ideales LEYES DE LOS GASES Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-Lussac Ley de Avogadro Ley combinada Ley de los gases ideales Ley de Dalton. Ley de las presiones parciales (suma de las presiones) Química I

(a temperatura y cantidad constantes) LEYES DE LOS GASES Ley de Boyle “El volumen de un gas ideal varía de forma proporcional e inversa a su presión” (a temperatura y cantidad constantes) Química I

(a cantidad y presión constantes) LEYES DE LOS GASES Ley de Charles “El volumen de un gas ideal varía de forma directa a la temperatura absoluta” (a cantidad y presión constantes) Química I

Ley de los gases: Ley de Gay-Lussac Al elevar la temperatura, expresada en Kelvin, aumenta la presión; y al disminuir la temperatura, también disminuye la presión. Las variables P y T son directamente proporcionales. Tras obtener resultados similares a los de este ensayo, Gay-Lussac enunció la siguiente ley: Cuando un gas experimenta transformaciones a volumen constante, el cociente entre la presión y su temperatura absoluta permanece constante. P1 P1 T1 = P2 T2 P2 T1 T2

Ley de los gases: Ley de Gay-Lussac Trabajo previo con los alumnos: Olla de presión a. ¿Por qué se usa una olla a presión para cocinar carnes? b. ¿Por qué para abrir una olla a presión es conveniente agregarle o sumergirla en agua fría?

Permite utilizar tres de las cuatro variables a la vez LEY COMBINADA Permite utilizar tres de las cuatro variables a la vez Química I

GASES IDEALES Busca explicar el comportamiento de los gases Las partículas están en movimiento azaroso constante El volumen de las partículas es despreciable frente al volumen total del gas Busca explicar el comportamiento de los gases Teoría Cinético Molecular No hay fuerzas de atracción o repulsión entre partículas Los choques entre las partículas son elásticos La energía cinética de las partículas es proporcional a la temperatura Química I

GASES IDEALES El comportamiento está descrito por la ecuación ideal del gas; no hay gas real verdaderamente ideal. Dentro de algunos %es, la ecuación del gas ideal describe a la mayoría de los gases reales a la temperatura ambiente y a presiones de 1 atm. o menores. Química I

P x V n x T 1 atm x 22,4 L 1 mol x 273 K = R = 0,082051 atm L / mol K ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES Implica agregar la cuarta variable a la ecuación Bajo condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), se puede estimar el valor de la constante La ecuación final corresponde a P x V n x T = k 1 atm x 22,4 L 1 mol x 273 K = R = 0,082051 atm L / mol K Química I

Constante universal de los gases (R) PV = nRT R = PV nT = 0,082051 atm L mol-1 K-1 = 8,3145 J mol-1 K-1 = 8,3145 m3 Pa mol-1 K-1 = 8.3145 m3 Pa mol-1 K-1 Química I

APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE ESTADO DE UN GAS IDEAL La ecuación de estado del gas ideal se puede aplicar para: Calcular densidades de los gases Calcular masas molares de los gases Calcular cantidad de gas presente en un sistema Química I

MEZCLA DE GASES Química I

Ley de Dalton de las presiones parciales Las leyes de los gases se aplican a las mezclas de gases Presión parcial: Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente Química I

Ley de Dalton (Ley de las presiones parciales) Ptot = PA + PB + PC + … Pi = Xi  PT ni ni Xi = = nT nA + nB + nC + ….. La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales. Química I

Presión parcial Cuando existe una mezcla de gases se denomina “presión parcial” de un gas a la presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen Se cumple, por tanto la ley de los gases para cada gas por separado Si, por ejemplo hay dos gases A y B pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T Química I

Presión parcial pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T Sumando miembro a miembro ambas ecuaciones: (pA + pB) ·V = (nA+ nB) · R · T Como la suma de la presiones parciales es la presión total: ptotal = pA+ pB ptotal = p se obtiene que p ·V = n ·R ·T (ecuación general) Química I

Presión parcial La presión parcial es directamente proporcional al nº de moles: nA pA nA —— = ——  pA = —— · p = A · p n p n donde A se llama fracción molar. Igualmente: nB pB = —— · p = B · p n nA nB nA + nB pA + pB = — · p + — · p = ——— · p n n n p = pA + pB Química I

APLICACIÓN DE LA LEY DE DALTON La ley de Dalton de las presiones parciales es útil para calcular volúmenes de gases recogidos sobre agua. Por ejemplo, para la siguiente reacción 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) Para realizar la recolección sobre agua se debe suponer que el gas no reacciona con agua y que no se disuelve apreciablemente en ella Para el caso anterior, la presión total del gas es: PT = PO2 + PvH2O Como consecuencia de esto se debe considerar la presión parcial del vapor de agua Química I

APLICACIÓN DE LA LEY DE DALTON Una muestra de KClO3 se descompone parcialmente y se produce O2 gaseoso que se recolecta sobre agua. El volumen del gas recolectado es de 0,250 L a 26 °C y 765 Torr de presión total. (a) ¿Cuántos moles de O2 se recolectan?; (b) ¿Cuántos moles de KClO3 se descompusieron? SOLUCIÓN: ANÁLISIS DEL PROBLEMA (a): Debemos calcular el número de moles de O2 gaseoso en un recipiente que también contiene vapor de agua ESTRATEGIA: Se cuenta con los valores de V y T. Para utilizar la ecuación de estado del gas ideal y calcular n, debemos tener la presión del oxígeno en el sistema, que se puede calcular a partir de la presión total y de la presión del vapor de agua a la temperatura dada V = 0,250 L T = 273 + 26 = 299 K La presión parcial del O2 gaseoso es: PO2 = 765 torr – 25 torr = 740 torr donde, 25 torr corresponde a la presión parcial del vapor de agua a 26 °C Química I

PO2 V R T (740 torr) (1 atm / 760 torr) (0,250 L) SOLUCIÓN: Aplicando la ecuación de estado del gas ideal y los parámetros anteriores, tenemos que: PV = nRT Despejando n: n = n = n = 9,92 x 10−3 moles O2 PO2 V R T (740 torr) (1 atm / 760 torr) (0,250 L) (0,0821 L-atm / mol-K) (299 K) Química I

RESOLUCIÓN: De acuerdo a la reacción de descomposición: ANÁLISIS DEL PROBLEMA (b): Ahora debemos calcular el número de moles del reactivo KClO3 descompuesto ESTRATEGIA: Utilizamos el número de moles formado y la ecuación química balanceada para determinar el número de moles de KClO3 descompuesto, lo que después podemos convertir a gramos de KClO3 RESOLUCIÓN: De acuerdo a la reacción de descomposición: 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) Observando que 2 moles de KClO3 se descomponen y originan 3 moles de O2. Usando la masa molar del KClO3 y el análisis dimensional, tenemos que: (9,92 x 10−3 moles O2) x x m KClO3 = 0,811 g KClO3 2 mol KClO3 122,6 g KClO3 3 mol O2 1 mol KClO3 Química I

CHEQUEANDO EL APRENDIZAJE El nitrito de amonio, NH4NO2, se descompone cuando se calienta y se genera Nitrógeno gas, N2 (g), de acuerdo a la siguiente reacción: NH4NO2 (s) → N2 (g) + 2 H2O (l) Cuando una muestra de nitrito de amonio se descompone en un tubo de ensayo se recolectan 511 mL de gas nitrógeno sobre agua a 26 °C y 745 torr de presión total. ¿Cuántos g de nitrito de amonio se descompusieron? Ahhhhhhhh…………?????????? Dato: Pv (H2O) = 25 torr a 26 °C Química I

SOLUBILIDAD DE LOS GASES. EFECTO DE LA TEMPERATURA En contraste con los solutos sólidos, la solubilidad de los gases en el agua disminuye al aumentar la temperatura. La menor solubilidad del oxígeno en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de mares, lagos y ríos. El efecto es mucho más grave en el mar y en los lagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas condiciones Química I

SOLUBILIDAD DE GASES Química I

SOLUBILIDAD DE LOS GASES. EFECTO DE LA PRESIÓN La solubilidad de los gases aumenta directamente con la presión parcial sobre la solución. La relación entre la presión y la solubilidad de un gas se expresa en una sencilla ecuación llamada la Ley de Henry Donde Sg es la solubilidad del gas en la fase de la disolución (expresada como M), Pg es la presión parcial del gas sobre la disolución y k es una constante de proporcionalidad llamada la constante de la ley de Henry, diferente para cada par soluto-solvente. La constante varía con la temperatura. Sg = k Pg Química I

LA ATMÓSFERA Química I

GASES EN EL AIRE Presión Total = 760 mm de Hg % de gas en el aire Presión parcial (cn TP) 78.08% N2 593.4 mm Hg 20.95% O2 159.2 mm Hg 0.94% Ar 7.1 mm Hg 0.03% CO2 0.2 mm Hg PAIRE = P + P + P + P = 760 mm Hg N2 O2 Ar CO2 Presión Total = 760 mm de Hg Química I

DEPENDENCIA Y RENOVACIÓN DEL AIRE Química I

CONTAMINACIÓN DEL AIRE. CONTAMINANTES NATURALES Química I

CONTAMINACIÓN DEL AIRE. CONTAMINANTES INDUSTRIALES Química I

CONTAMINANTES DEL AIRE Química I

CONTAMINANTES DEL AIRE Química I

CICLOS BIOGEOQUÍMICOS. CICLO DEL CARBONO Química I

CICLOS BIOGEOQUÍMICOS. CICLO DEL NITRÓGENO Química I

CICLOS BIOGEOQUÍMICOS. CICLO DEL AZUFRE Química I Prof. M. Cs. Oscar Maltés P.