Propiedades físicas de los gases VOLUMENES DE GASES EN MUCHAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS NORMALMENTE SE ENCUENTRAN SUSTANCIAS EN ESTADO GASEOSO, POR EJEMPLO.

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1 Propiedades físicas de los gases VOLUMENES DE GASES EN MUCHAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS NORMALMENTE SE ENCUENTRAN SUSTANCIAS EN ESTADO GASEOSO, POR EJEMPLO UNA SUSTANCIA A INICIALMENTE EN ESTADO SÓLIDO, PUEDE DESCOMPONERSE EN UNA SUSTANCIA B SÓLIDA Y EN UNA SUSTANCIA C QUE SE ENCUENTRE EN ESTADO GASEOSO. CONOCIENDO LA LEY DE LOS GASES IDEALES SE PUEDEN REALIZAR CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN ESTE TIPO DE PROBLEMAS. LA LEY DE LOS GASES IDEALES SE EXPRESA MEDIANTE LA SIGUIENTE ECUACIÓN: PV=NRT, DONDE P ES LA PRESIÓN DEL GAS, V ES EL VOLUMEN DEL GAS, N SON LAS MOLES DEL GAS, R ES LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES Y T ES LA TEMPERATURA DEL GAS. UN EJEMPLO PRÁCTICO PARA APLICAR ESTE TIPO DE PROBLEMAS ES CON LOS AIRBAGS QUE SE UTILIZAN PARA LA PROTECCIÓN Y SEGURIDAD DE LOS CONDUCTORES EN LOS AUTOS, LO QUE SE HACE ES UTILIZAR UNA SUSTANCIA SÓLIDA COMO LA ÁCIDA DE SODIO (NAN3) QUE AL REACCIONAR PRODUCE EL GAS NITRÓGENO (N2) QUE ES EL GAS QUE LLENA LA BOLSA DE AIRE.

2 Leyes de los gases Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

3 ley de boyle Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte. La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. ¿Por qué ocurre esto? Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) 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. Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es: P V = K (el producto de la presión por el volumen es constante) Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: P1 V1 = P2 V2 que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

4 Ley de Charles La ley de Charles, o ley de los volumenes, fue descubierta en 1778. Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en grados Kelvin). Esto se puede encontrar utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con calentamiento o enfriamiento [sin congelar <0] con un volumen variable (por ejemplo, un frasco cónico con un globo). V = k2T Donde T es la temperatura absoluta del gas (en grados Kelvin) y k2 (en m3·K−1) es la constante producida.

5 ley de Avogadro La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos. Y sugirió la hipótesis: Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Por partículas se entiende aquí moléculas(O2, CO2, NH3, N2, etc.) o átomos (He, Ar, Ne, etc.).

6 Ley de Dalton. Es una de las leyes estequiométricas más básicas, formulada en 1803 por John Dalton incluye la ley de las proporciones múltiples y la ley de las presiones parciales.  Ley de las proporciones múltiples Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica

7 Ejemplo La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno. C + O2 ---- 12 g. de C + 32 g de O2 -- - 44g. C + ½ O2 ---- 12 g. de C + 16 g de O2 --- 28g. Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2 Ley de las presiones parciales Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases. La presión absoluta que ejerce una mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes que forman la mezcla. La presión parcial de cada gas es la presión absoluta que ejercería cada componente de la mezcla por separado si estuviera ocupando todo el volumen de la mezcla.

8 Fórmula Pabs = #Ppi Ppi = Pabs (%i x 100) Pabs = presión absoluta de un gas Ppi = Presión parcial de un componente de la mezcla Ppi = Suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla %i = Porcentaje del gas en la mezcla

9 Bibliografía http://servicios.encb.ipn.mx/polilibros/fisicoquimica/gases/ley%20avogadro. htm http://servicios.encb.ipn.mx/polilibros/fisicoquimica/gases/ley%20avogadro. htm http://www.educaplus.org/gases/ley_boyle.html http://www.ecured.cu/index.php/Ley_de_Dalton http://www.cneq.unam.mx/cursos_diplomados/diplomados/medio_superior/e ns_3/portafolios/quimica/equipo3/propiedadesdelosgases.htm http://www.cneq.unam.mx/cursos_diplomados/diplomados/medio_superior/e ns_3/portafolios/quimica/equipo3/propiedadesdelosgases.htm http://es.slideshare.net/esperanzamaya/sanjesjon

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