Los gases poseen masa y ocupan un determinado volumen en el espacio, este volumen queda determinado por el volumen del recipiente que los contiene. Los gases son compresibles (se pueden comprimir) y en algunas circunstancia se los puede licuar (transformar en liquido) o solidificar (transformar en solido). El comportamiento de los gases se puede explicar mediante la Teoría cinético molecular de los gases.

Fuerzas intermoleculares pequeña Movimientos rápidos e independientes El comportamiento de un gas se define por medio de variable : Volumen Temperatura Presión N° de moles Gases

 Un gas queda definido por cuatro variables:  cantidad de sustancias : moles  Volumen : l, m3,cm 3…  Temperatura : atm, mm hg o torr, pa, bar  Temperatura : ºC, K  Unidades: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,013 bar = 1, Pa  K = ºC  1l = 1dm3 Medidas en gases

 La presión se transmite uniformemente en todas las direcciones Presion barométrica (atmosférica ) manométrica : presión de un gas en un sistema cerrado Presión

 Aquel que obedece ciertas leyes 1) Ley de Boyle 2) Ley de Charles y Gay Lussac 3) Ley de las Presiones parciales de Dalton 4) Ley de Difusión de Graham GAS IDEAL

 Las leyes que se van a explicar se cumple solamente para un gas que llamaremos gas ideal. En este gas se considera que no existirán fuerzas de atracción o de repulsión entre las partículas es despreciable respecto del volumen del recipiente.

 ´´El volumen ocupado por un determinada masa gaseosa a temperatura constante es inversamente proporcional a la presion ´´  esto quiere decir que si la temperatura no varia, al aumentar la presion del gas, el volumen que ocupa esa masa gaseosa disminiye  Matemáticamente se puede expresar como : P1*V 1=P2*V2…..=Pn * Vn Ley de Boyle – Mariotte (isotérmica )

Ley de Charles y Gay - Loussac  Transformaciones Isobaricas (a presion constante ) ´´El volumen ocupado para un determinado masa gaseosa a presión constante, es proporcional a su temperatura absoluta ´´ Esto quiere decir que si la presion no varia, al aumentar la temperatura del gas, el volumen que ocupa esa masa gaseosa aumenta Matematicamente se puede expresar como V1/T1=V2/T2=…….=Vn / Tn

 Transformaciones Isométricas o Isocoras (a volumen constante ) ´´La presion ejercida por una determinada masa gaseosa a volumen constante, es proporcional a su temperatura absoluta ´´ Esto quiere decir que si el volumen no varia, al aumentar la temperatura del gas, la presion que ejerce esa masa gaseosa aumenta Matemáticamente se puede expresar como : P1/T1=P2/T1…Pn / Tn

Ley de Avogadro El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de materia (numero de moles), a presion y a temperatura constante. A presion y temperatura constantes, volúmenes iguales de un mismo gas o gases diferentes contienen el mismo numero de moléculas.

 Al aumentar la presion a volumen constante, la temperatura aumenta  Al aumentar la presion a temperatura constante, el volumen disminuye  Al aumentar la temperatura a presion constante, el volumen aumenta  Al aumentar el numero de moles a temperatura y presion constante, el volumen aumenta

P*V=n*R*T  DONDE :  P: Presion del gas en la atmosfera  V : Volumen del gas en litros  N : numero de moles gaseosos  R : constante general de los gases y su valor es de 0,082(litros *atmosferas )/( °K *mol)  T : temperatura absoluta en grados kelvin (°k)

Ley de las Presiones Parciales de Dalton  “La presion parcial de un gas en una mescla es la presion que el gas ejercería si ocupara el solo, el volumen total del recipiente”  Otra forma de enunciar la ley es : la presion total de una mescla de gas igual ala suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mescla matemáticamente : Pt=P1+P2+….+Pn

DIFUSIÓN  Difusión: Capacidad de un gas para mezclarse espontáneamente a través de otros.  Ley de Graham  “Bajo idénticas condiciones de P y T la velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad”  vi ≈ 1 / √ δi

EFUSIÓN  La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un recipiente al exterior a través de una pequeña abertura  Se ha demostrado que la velocidad de efusión es mas directamente proporcional al la velocidad media den las moléculas

Teoría cinética de los gases  Entre 1850 y 1880 Maxwell, Clausius y Boltzmann desarrollaron esta teoría, basada en la idea de que todos los gases se comportan de forma similar en cuanto al movimiento de partículas se refiere

Teoría cinética de los gases. Modelo molecular  Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) esféricas puntuales separadas por espacios vacíos. Las partículas de un gas están en constante movimiento en línea recta, al azar en todas la direcciones.  El volumen total de las partículas de un gas es muy pequeño (y puede despreciarse) en relación con el volumen del recipiente que contiene el gas.  La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas

Modelo Molecular para la Ley de Avogadro  La adición de mas partículas provoca un aumento de los choques contra las paredes, lo que conduce a un aumento de presión, que desplaza el embolo hasta que sea igual con la presión externa. El proceso global supone un aumento del volumen del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Doyle y Mariotte  El aumento de presión exterior origina una disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las partículas con las paredes del recipiente, aumenta así la presión del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay - Lussac  Aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y con ello el numero de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de la presión interior que desplaza el embolo hasta que se iguale con la precisión exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas

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