TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA 1 Mtro. Uriel Armando Ballinas Alfaro P.V = n. R. T

Contenido temático del primer parcial Bloque 1 Modelo cinético molecular Características de los gases Variables que definen el estado gaseoso Leyes de los gases Características del estado líquido de la materia Características del estado sólido de la materia Teoría cinético molecular

Fuerzas que unen a los átomos en distintos compuestos. Tipos: Enlace químico Fuerzas que unen a los átomos en distintos compuestos. Tipos: Iónico, covalente y metálico. Fuerzas intermoleculares Fuerzas dipolo - dipolo. Se presenta en moléculas polares como: HCl, HF y H2O. Atracción entre el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra. Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados

Fuerzas de dispersión de London Fuerzas de dispersión de London. Se presentan en átomos y moléculas no polares como: halógenos (Cl2, F2, Br2 y gases nobles (He, Ne, Ar). Puente de hidrógeno. Se presenta entre el H de un enlace polar y un par de electrones no compartidos del átomo electronegativo vecino (F, O, N) Cuando una sustancia cambia de estado no varía su naturaleza química.

Gases Se encuentran en. * Atmósfera (mezcla de gases que rodea la tierra), cuya composición es: Nitrógeno 78% Oxígeno 21% CO2 0.03% Otros gases 0.07% * Litósfera parte sólida de la tierra. Gases hidrocarburos (metano, etano, propano, butano. Definición de gas. A los 500 km inicia la exósfera Masa aproximada de los gases de la atmósfera 500, 000 millones de toneladas

Características de los gases Difusión Compresión Expansión Densidad

Difusión Compresión

Expansión Densidad Gases (0 °C, 1 atm) g/cm3 kg/m3 Aire 0,0013 1,3 Butano 0,0026 2,6 Dióxido de carbono 0,0018 1,8 Hidrógeno 0,0008 0,8 Oxígeno 0,0014 1,4

Propiedades medibles de los gases Volumen: Se mide en: L ml m3 cm3 Temperatura: °C (grados Celsius) K (Kelvin) Presión: Se mide en Pascales (Pa) mm de Hg atmósferas 1 atm = 760 mm Hg = 101 KPa SI Sistema Internacional de Unidades K Sistema inglés °F El grado Fahrenheit (representado como °F) es una escala de temperatura propuesta por Daniel Gabriel Fahrenheit en 1724. La escala establece como las temperaturas de congelación y ebullición del agua, 32 °F y 212 °F, respectivamente. El método de definición es similar al utilizado para el grado Celsius (°C). "Colocando el termómetro en una mezcla de sal de amonio o agua salada, hielo y agua, encontré un punto sobre la escala al cual llamé cero. Un segundo punto lo obtuve de la misma manera, si la mezcla se usa sin sal. Entonces denoté este punto como 30. Un tercer punto, designado como 96, fue obtenido colocando el termómetro en la boca para adquirir el calor del cuerpo humano." Cantidad de materia: Se mide en moles 1mol = cantidad de sustancia que contenga 6.022X1023 partículas (átomos o moléculas)

Leyes de los gases n1 n2 Ley de Avogadro. A temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de partículas del gas. V1 V2 n1 n2 n = m/MM V (L) n Amedeo Avogadro (1776-1856) Químico y físico italiano. Nació el 9 de junio de 1776 en Turín, Italia y murió el 9 de julio de 1856. En 1792 se graduó como doctor en derecho canónico, pero no ejerció. En vez de ello, mostró verdadera pasión por la física y la química, y una gran destreza para las matemáticas. Recapacitando sobre el descubrimiento de Charles (publicado por Gay -Lussac) de que todos los gases se dilatan en la misma proporción con la temperatura decidió que esto debía implicar que cualquier gas a una temperatura dada debía contener el mismo número de partículas por unidad de volumen. Avogadro tuvo la precaución de especificar que las partículas no tenían por qué ser átomos individuales sino que podían ser combinaciones de átomos (lo que hoy llamamos moléculas). Con esta consideración pudo explicar con facilidad la ley de la combinación de volúmenes que había sido anunciada por Gay-Lussac y, basándose en ella, dedujo que el oxígeno era 16 veces más pesado que el hidrógeno y no ocho como defendía Dalton en aquella época. Enunció la llamada hipótesis de Avogadro: iguales volúmenes de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, si ambos se encuentran a igual temperatura y presión. Ese número, equivalente a 6,022· 1023, es constante, según publicó en 1811. Como ha ocurrido muchas veces a lo largo de la historia las propuestas de Avogadro no fueron tomadas en cuenta, es más, Dalton, Berzelius y otros científicos de la época despreciaron la validez de su descubrimiento y la comunidad científica no aceptó de inmediato las conclusiones de Avogadro por tratarse de un descubrimiento basado en gran medida en métodos empíricos y válido solamente para los gases reales sometidos a altas temperaturas pero a baja presión. Sin embargo, la ley de Avogadro permite explicar por qué los gases se combinan en proporciones simples. Fue su paisano Cannizaro quién, 50 años más tarde, se puso a su favor y la hipótesis de Avogadro empezó a ser aceptada. A partir de entonces empezó a hablarse del número Avogadro.

Ley de Avogadro. Ejemplo 2. Un neumático de una motocicleta tiene un volumen de 3L y se llena con N2, según análisis habían 3.6 g del gas. Si después de cierto tiempo, la cantidad de gas se redujo a 1.2 g de N2, determina el volumen actual de neumático.

Ejemplo 3. En un experimento de laboratorio, tras la reacción del Mg + HCl en una jeringa se logró colectar 10 ml de H2 (evidenciado por el desplazamiento del émbolo de la misma), la masa de esta cantidad de H2 es 0.008 g ¿Cuántos ml de H2 son necesarios colectar para tener 0.05 moles de H2?

Ejemplo 4. Un globo aerostático se infló totalmente con 750 ml de He, cuya masa total fue de 0.135 g. Unos días después el volumen de He en el globo se redujo a 200 ml, determina la cantidad de He en moles en estas últimas condiciones.

Bomba para inflar llantas Ley de Boyle-Mariotte. A temperatura constante el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se aplica. P1V1 = P2V2 Bomba para inflar llantas

Barómetro de Torricelli Cómo se mide la presión Presión atmosférica Barómetro de Torricelli La presión que ejerce un gas en un recipiente Manómetro N/m2 1Pa lb/pulg2 http://allumar.blogspot.mx/p/los-inventos.html

Ley de Charles “A presión y cantidad de materia constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura”. V1 V2 T1 T2 gráfica A P = 1 atm y T = 273 K, V = 22.4 l para cualquier gas. El volumen se hace cero a 0 K

Ley de Gay-Lussac Relaciona la presión con la temperatura. La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a volumen y cantidad de materia constantes). P1/T1 = P2/T2 P (atm) T (K) ¿Por qué son más rápidas las ollas exprés en la cocción de los alimentos?

Ley general de los gases “Es una combinación de las leyes de Boyle-Mariotte y Charles donde se relacionan las tres variables: volumen, temperatura y presión”. P1V1 T1

Ley General de los gases Ley de Boyle P V P1V1 = P2V2 Inversamente proporcional Ley General de los gases P1V1 = P2V2 T1 T2 Ley de Gay - Lussac Ley de Charles P1/T1 = P2/T2 V1/T1 = V2 /T2 Directamente proporcional Directamente proporcional T

Estado gaseoso Cl2 gaseoso HCl y NH3 gaseosos

Medidas en gases Un gas queda definido por cuatro variables: Cantidad de sustancia Volumen Presión Temperatura moles l, m3, … atm, mm Hg o torr, Pa, bar ºC, K Unidades: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa K = ºC + 273 1l = 1dm3

Leyes de los gases SIMULADOR LEYES GASES SIMULADOR LEYES GASES Ingles (a) Al aumentar la presión a volumen constante, la temperatura aumenta (b) Al aumentar la presión a temperatura constante, el volumen disminuye (c) Al aumentar la temperatura a presión constante, el volumen aumenta (d) Al aumentar el número de moles a temperatura y presión constantes, el volumen aumenta n _ p

Ecuación general de los gases ideales Leyes de los gases Ecuación general de los gases ideales Combinación de las tres leyes: P Boyle: V = k’ ΔT= 0, Δn= 0 = P k’k’’k’’’ n T V = R n T Charles: V = k’’. T ΔP= 0, Δn= 0 Avogadro: V = k’’’. n ΔP= 0, ΔT= 0 Ley de los gases ideales: PV = nRT R se calcula para: n = 1 mol P = 1 atm V = 22,4 l T = 273 K T P.V = T´ P´. V´ R = 0.082 atm L/ mol K R = 8.31 J/ mol K = 1.987 cal /mol K

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. Boltzmann Clausius Teoría cinética de los gases. Modelo molecular: Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) 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. Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene. Es tos choque se suponen elásticos, es decir, las partículas no ganan ni pierden energía cinética en ellos. La presión del gas se produce por las colisiones de las partículas con las paredes del recipiente. La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas. Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las partículas se pueden considerar despreciables.

Modelo Molecular para la Ley de Avogadro Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Avogadro V = K n (a T y P ctes) La adición de más partículas provoca un aumento de los choques contra las paredes, lo que conduce a un aumento de presión, que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión externa. El proceso global supone un aumento del volumen del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Boyle y Mariotte Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Boyle y Mariotte V = K 1/P (a n y T ctes) El aumento de presión exterior origina una disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las partículas con las paredes del recipiente, aumentando así la presión del gas.

Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay-Lussac Teoría cinética de los gases Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay-Lussac V = K T (a n y P ctes) Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y con ello el número de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de la presión interior que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas.

Volumen molar de un gas francés El volumen de un mol de cualquier sustancia gaseosa es 22,4 l en condiciones normales

APÉNDICE T P.V = T´ P´. V´ fin

Materiales premiados CNICE Apéndice Materiales premiados CNICE “Leyes Gases” INTRO http://w3.cnice.mec.es/eos/MaterialesEducativos/mem2003/gases

SI Sistema Internacional de Unidades K Sistema inglés °F El grado Fahrenheit (representado como °F) es una escala de temperatura propuesta por Daniel Gabriel Fahrenheit en 1724. La escala establece como las temperaturas de congelación y ebullición del agua, 32 °F y 212 °F, respectivamente. El método de definición es similar al utilizado para el grado Celsius (°C). "Colocando el termómetro en una mezcla de sal de amonio o agua salada, hielo y agua, encontré un punto sobre la escala al cual llamé cero. Un segundo punto lo obtuve de la misma manera, si la mezcla se usa sin sal. Entonces denoté este punto como 30. Un tercer punto, designado como 96, fue obtenido colocando el termómetro en la boca para adquirir el calor del cuerpo humano."