ESTADOS DE AGREGACIÓN

ESTADO GASEOSO 3

ESTADO GASEOSO

COMPORTAMIENTO DE LOS GASES No tienen forma definida ni volumen propio Sus moléculas se mueven libremente y a azar ocupando todo el volumen a disposición. Pueden comprimirse y expandirse. Baja densidad. Todos los gases se comportan de manera similar frente a los cambios de P y T.

Sustancias gaseosas a T ambiente Monoatómicas: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2 HCl, CO, NO Triatómicas: CO2, O3, SO2 Tetraatómicas:SO3, NH3 Poliatómicas: CH4, C2H6

¿Qué magnitudes necesito para definir el estado de un gas? 7

Para definir el estado de un gas se requieren cuatro magnitudes: Temperatura Presión Volumen Masa 8

ESCALAS DE TEMPERATURA 9

ESCALA CELSIUS (ºC) Punto inferior: 0 ºC (fusión del agua) Punto superior: 100 ºC (ebullición del agua) 100 ºC 0 ºC 10

ESCALA FARENHEIT (ºF) (ºC – 0)= (ºF – 32) 100 180 ºC = 100 (ºF – 32) 100 180 ºC = 100 (ºF – 32) 180 ºC = 5 (ºF – 32) 9 0 ºC X 11

ESCALA KELVIN O ABSOLUTA (K) T(K) = t (ºC) + 273 373 ºK 0 ºK 273 ºK 100 ºC 0 ºC -273 ºC 12

PRESIÓN 13

PRESIÓN (unidades) 1atm ≡ 760mmHg≡ 760 Torr 1atm ≡1,013.105 Pa≡1013 hPa

Experiencia de Torricelli. Presión atmosférica estándar 1,00 atm=760 mm Hg=760 torr=101,325 kPa=1,01325 bar=1013,25 mbar Fa = Fg = mg = Vg = Ahg = hg A A A A A Fg Fa = Pa =  h g A Fa 15 15

Manómetro de extremo abierto Medida presión de gases Manómetro de extremo abierto 16 16

Manómetro de extremo abierto Medida presión de gases Manómetro de extremo abierto 17 17

Manómetro de extremo cerrado Medida presión de gases Manómetro de extremo cerrado Pgas = h2-h1 18 18

LEYES DE LOS GASES IDEALES 19

Ley de Boyle k2 Ley de Boyle (1662) V = P PV = constante (k2) para n y T constantes Para 2 estados diferentes: P1V1 = cte = P2V2 La presión de una cierta cantidad de gas ideal a T cte. Es inversamente proporcional al volumen. 20 20

Ley de Charles V  T Charles (1787) V = k3 T para n y P constantes A presión constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta el volumen en forma directamente proporcional a la T. Charles (1787) V  T V = k3 T para n y P constantes Para 2 estados: V1/T1= cte=V2/T2 21 21

Ley de Gay-Lussac Gay-Lussac (1802) P a T P = k4 T A volumen constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta la presión en forma directamente proporcional a la T. P = k4 T para n y V constantes Para 2 estados: P1/T1= cte=P2/T2 22

Ley de Avogadro A una temperatura y presión dadas: V  n o V = k1 · n En condiciones normales (CNPT): 1 mol de gas = 22,4 L de gas Volúmenes iguales de todos los gases medidos a las mismas condiciones de P y T tienen el mismo número de moléculas y de moles. 23 23

ECUACIÓN GENERAL DEL GAS IDEAL. Combinación de las leyes de los gases: ECUACIÓN GENERAL DEL GAS IDEAL. Ley de Boyle V  1/P Ley de Charles V  T Ley de Avogadro V  n V  nT P PV = nRT 24 24

Constante universal de los gases (R) PV = nRT R = PV nT = 0,082057 atm L mol-1 K-1 = 8,3145 J mol-1 K-1 = 1,98 Cal mol-1 K-1 = 8,3145 m3 Pa mol-1 K-1 = 8.3145 m3 Pa mol-1 K-1 25 25

ECUACIÓN DE ESTADO P1 V1 = P2 V2 T1 T2 Para 2 estados diferentes se cumple: Estado 1: P1 V1 = nRT1 Estado 2: P2 V2 = nRT2 P1 V1 = nR T1 P2 V2 = nR T2 P1 V1 = P2 V2 T1 T2 26 26

Aplicaciones de la ley de los gases ideales Determinación de pesos moleculares y densidad de gases V = m  PV = nRT pero Reeemplazando V P m = nRT  M = m n P m =  RT n entonces pero M =  RT P entonces 27 27

MEZCLA DE GASES 28

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. 29 29

Ley de Dalton (Ley de las Presiones parciales) Ptot = PA + PB + PC + … La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las Presiones parciales. 30 30

GASES IDEALES 31

Gas Ideal Es aquel que cumple estrictamente la ecuación general a cualquier presión y temperatura Los gases reales solo la cumplen a presiones bajas y temperaturas altas