ESTADOS DE LA MATERIA. Gases Líquidos LíquidosSólidos Carecen de forma definida Tienen forma definida Son compresibles Son ligeramente compresibles Son.

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1 ESTADOS DE LA MATERIA

2 Gases Líquidos LíquidosSólidos Carecen de forma definida Tienen forma definida Son compresibles Son ligeramente compresibles Son casi incompre-sibles Baja Densidad Alta Densidad Suelen tener mayor densidad que los líquidos Son fluidos No son fluidos Difunden con rapidez Difunden a través de otros líquidos Difunden muy lentamente a través de otros sólidos Partículas extremadamente desordenadas Conjunto desordenado de partículas Ordenamiento determinado de partículas Mucho espacio vacío Partículas cercanas entre si Partículas muy cercanas Movimiento aleatorio en tres direcciones Movimientos aleatorios Unicamente movimiento vibratorio

3 GASES Los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos en varios sentidos, como se vio anteriormente. Entre las propiedades de un gas que son más fáciles de medir están su temperatura, volumen y presión. Por tanto, no es sorprendente que muchos de los primeros estudios de los gases se concentraron en las relaciones entre dichas propiedades.

4 Ley de Boyle Leyes de los Gases PV = constante A temperatura constante y para una misma masa de gas, el volumen es inversamente proporcional a la presión. Es válida a presiones de aproximadamente 1 atm e inferiores, pero no funciona bien a presiones altas o temperaturas bajas.

5 Ley de Charles Para una misma masa de gas a presión constante el volumen, es proporcional a su temperatura absoluta. V / T = constante Es válida a presiones de aproximadamente 1 atm e inferiores, pero no funciona bien a presiones altas o temperaturas bajas.

6 Ley de Avogadro La Ley de Avogadro es una consecuencia de la hipótesis de Avogadro. V = constante x n El volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constante es directamente proporcional al número de moles de gas.

7 Expresadas estas leyes de otra manera tendriamos: Ley de Boyle Ley de Charles La combinación de estas dos leyes nos da: P 1 V 1 = P 2 V 2 V 1 V 2 = T 1 T 2 T 1 T 2 P 1 V 1 P 2 V 2 = T 1 T 2 T 1 T 2

8 La ecuación del gas ideal Ley de Boyle: V a 1 (constante n, T) P Ley de Charles: V a T (constante n, P) Ley de Avogadro: V a n (constante P,T) Anteriormente examinamos tres leyes de los gases de importancia histórica. Cada una de ellas se obtuvo manteniendo constantes dos variables para ver cómo las otras dos se afectan mutuamente. Si utilizamos el signo a que significa "es proporcional a”, tenemos:

9 Podemos combinar estas relaciones para escribir una ley de los gases más general: V a nT P V = R nT P O bien, PV = nRT R = 0.0821 L.atm/mol.K

10 Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar (TPE). Muchas propiedades de los gases se tabulan para estas condiciones. El volumen que ocupa un mol de un gas ideal a TPE/ 22.41 L, se denomina volumen molar de un gas ideal a TPE.

11 Mediciones de Presión, el bárómetro y el manómetro La presión atmosférica se puede medir mediante un barómetro como el que se muestra en la figura 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1.01325 x 10 5 Pa

12 Presiones de gases en recipientes cerrados, el manómetro Presiones de gases en recipientes cerrados, el manómetro En la siguiente figura se muestran manómetros de tubo abierto y cerrado:

13 Otras aplicaciones de la ecuación del gas ideal La ecuación del gas ideal puede servir para determinar la densidad de un gas, su masa molar y los volúmenes de los gases formados o consumidos en reacciones químicas, como veremos más adelante.

14 Densidades de los gases y masa molar n P n P = V RT V RT También sabemos que: PV = nRT n = m M Sustituyendo en la ecuación anterior: m P = V M RT V M RT Podemos acomodar la ecuación de los gases para tener:

15 Reordenando tenemos: m P M = V RT V RT Sabiendo que : P M P M d = RT RT d = m V

16 Ejemplo: A la presión de 3 atm y 20 ºC, una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 30 litros. Calcula el volumen que ocuparía en condiciones normales. p 1 ·V 1 p 2 · V 2 p 1 ·V 1 ·T 2 ——— = ————  V 2 = ————— = T 1 T 2 p 2 ·T 1 p 1 ·V 1 p 2 · V 2 p 1 ·V 1 ·T 2 ——— = ————  V 2 = ————— = T 1 T 2 p 2 ·T 1 3 atm · 30 L · 273 K V 2 = —————————— = 83,86 litros 1 atm · 293 K 3 atm · 30 L · 273 K V 2 = —————————— = 83,86 litros 1 atm · 293 K

17 Ejercicio: Calcula la masa molecular de un gas, sabiendo que 32,7 g del mismo ocupan a 50ºC y 3040 mm de Hg de presión un volumen de 6765 mL. Como Como m m n =——  p · V = —— · R · T M M m m n =——  p · V = —— · R · T M M Despejando M queda: Despejando M queda: m ·R ·T 32,7 g ·0,082 atm ·L ·323 K 760 mm Hg M= ———— =——————————————— ·———— p · V mol ·K· 6,765 L ·3040 mm Hg 1 atm m ·R ·T 32,7 g ·0,082 atm ·L ·323 K 760 mm Hg M= ———— =——————————————— ·———— p · V mol ·K· 6,765 L ·3040 mm Hg 1 atm M = 32,0 g/mol M = 32,0 g/mol

18 Despejando el volumen:Despejando el volumen: n · R · T 1 mol · 0,082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K1 atm n · R · T 1 mol · 0,082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K1 atm = 22,4 litros= 22,4 litros El volumen de un mol (V/n) se denomina Volumen molar que se expresa como 22’4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro.El volumen de un mol (V/n) se denomina Volumen molar que se expresa como 22’4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro. Ejercicio: ¿Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales?

19 Ejercicio: La densidad del gas butano (C 4 H 10 ) es 1,71 g · L -1 cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra 640 mm Hg. Calcula su masa molar. Como: n = m / M(C 4 H 10 ) y densidad: d = m / VComo: n = m / M(C 4 H 10 ) y densidad: d = m / V P · V = n · R · T = (m/M) · ç R · TP · V = n · R · T = (m/M) · ç R · T de donde: m · R · T d · R · T M = —————— = ———— P · V pde donde: m · R · T d · R · T M = —————— = ———— P · V p 1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm Hg M = ———————————————— · —————= L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm 1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm Hg M = ———————————————— · —————= L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm M= 58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de M m :M= 58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de M m : M (C 4 H 10 ) = 4 M m (C) +10 M m (H)= 4 ·12 g/mol + 10 ·1 g/mol = 58 g/molM (C 4 H 10 ) = 4 M m (C) +10 M m (H)= 4 ·12 g/mol + 10 ·1 g/mol = 58 g/mol

20 Ejemplo: Una mezcla de de 4 g de CH 4 y 6 g de C 2 H 6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0,5 atm; b) la presión parcial de cada gas. b) n (CH 4 ) 0,25 mol p (CH 4 ) = ———— · p = ————— ·0,5 atm = n (total) 0,45 mol p (CH 4 ) = 0,278 atm n (C 2 H 6 ) 0,20 mol p (C 2 H 6 ) = ———— · p = ————— ·0,5 atm = n (total) 0,45 mol p (C 2 H 6 ) = 0,222 atm n (C 2 H 6 ) 0,20 mol p (C 2 H 6 ) = ———— · p = ————— ·0,5 atm = n (total) 0,45 mol p (C 2 H 6 ) = 0,222 atm Se comprueba que 0,278 atm + 0,222 atm = 0,5 atm

21 Mezclas de gases y presiones parciales Hasta aquí sólo hemos considerado el comportamiento de gases puros. ¿Cómo tratamos los gases compuestos por una mezcla de dos o más sustancias distintas? John Dalton observó que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma que cada gas ejercería si estuviera presente solo.

22 La presión ejercida por un componente dado de una mezcla de gases se denomina presión parcial de ese gas, y la observación de Dalton se conoce como ley de Dalton de las presiones parciales. Si P t es la presión total y P 1, P 2, P 3, etc., son las presiones parciales de los gases de la mezcla, podemos escribir la ley de Dalton como sigue: P t = P 1 + P 2 + P 3 + P t = P 1 + P 2 + P 3 +

23 Esta ecuación implica que el comportamiento de cada gas de una mezcla es independiente del de los demás, como podemos ver por el análisis siguiente si n 1, n 2, n 3, etc. son los números de moles de cada uno de los gases de la mezcla y n t el número total de moles de gas (n t = n 1 + n 2 + n 3 + ).

24 Si cada uno de los gases obedece la ecuación del gas ideal, puede escribir: P 1 = n 1 RT P 2 = n 2 RT P 3 = n 3 RT V V V V V V y así sucesivamente Todos los gases experimentan la misma temperatura y volumen; P t = ( n 1 + n 2 + n 3 +...) RT y así V P t = (nt) RT V

25 Ejemplo: Una mezcla de 4 g de CH 4 y 6 g de C 2 H 6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0’5 atm; b) la presión parcial de cada gas. a) 4 g n (CH 4 ) =————— = 0,25 mol 16 g/mol 6 g n (C 2 H 6 ) =————— = 0,20 mol 30 g/mol 6 g n (C 2 H 6 ) =————— = 0,20 mol 30 g/mol n (total) = n (CH 4 ) + n (C 2 H 6 ) = 0,25 mol +0,20 mol = 0,45 mol p ·V 0’5 atm · 21,75 L · mol · K T = ——— = —————————————— = 295 K n ·R 0,45 mol · 0,082 atm · L p ·V 0’5 atm · 21,75 L · mol · K T = ——— = —————————————— = 295 K n ·R 0,45 mol · 0,082 atm · L

26 Cálculo de volúmenes de gases recolectados en agua Ejemplo 2KClO 3 (s)  2KCl + 3O 2 APLICACIÓN PRACTICA D LA LEY DE DALTON

27 Ptotal = P gas + P agua

28 Una muestra de KClO 3 se descompone parcialmente y produce O 2 gaseoso que se captura sobre agua. El volumen de gas obtenido es de 0,250 L a 26°C y una presión total de 765 torr (a)¿Cuántos moles de O 2 se obtienen? (b)¿cuántos gramos de KClO 3 se descompusieron? ( c)Si estuviera seco, ¿qué volumen ocuparía el obtenido O 2 obtenido a la misma temperatura y presión?

29 (a) (b) (c)

30  Sabemos que los coeficientes estequiométricos de las ecuaciones químicas balanceadas nos indican la cantidad relativa de moles de reactantes y productos de una reacción.  Además como vimos anteriormente, el número de moles de un gas está relacionado con P, V y T.  Es importante conocer las propiedades de los gases porque estos a veces son reactivos o productos en las reacciones químicas. Volumenes de gases en reacciones químicas

31 Ejercicio: La síntesis industrial del ácido nítrico implica la reacción de dióxido de nitrógeno gaseoso con agua: 3NO 2 (g) + H 2 O(l)  2HNO 3 (ac) + NO(g) ¿Cuántos moles de ácido nítrico pueden prepararse empleando 450mL de NO 2 a una presión de 5 atm y una temperatura de 22ºC?

32 LA ATM Ó SFERA 2. EL AIRE Y SUS COMPONENTES 1. PARTES DE LA ATMÓSFERA

33 INTRODUCCION La Tierra está rodeada por una mezcla de gases que llamamos atmósfera.La Tierra está rodeada por una mezcla de gases que llamamos atmósfera. Esta mezcla de gases es el aire que respiramos, compuesto básicamente por nitrógeno y oxígeno.Esta mezcla de gases es el aire que respiramos, compuesto básicamente por nitrógeno y oxígeno. La atmósfera está formado por una serie de capas. La más importante es la troposfera; es en esta capa donde se producen la mayoría de los fenómenos atmosféricos.La atmósfera está formado por una serie de capas. La más importante es la troposfera; es en esta capa donde se producen la mayoría de los fenómenos atmosféricos.

34 La atmósfera es fundamental para la existencia de la vida, la salud de nuestro planeta depende de la salud de la atmósfera, debemos cuidarla por nuestro bien y por el de las generaciones futuras.La atmósfera es fundamental para la existencia de la vida, la salud de nuestro planeta depende de la salud de la atmósfera, debemos cuidarla por nuestro bien y por el de las generaciones futuras.

35 1. Partes de la atmósfera 1.1. Troposfera 1.2. Estratosfera 1.3. Mesosfera 1.4. Termosfera 1.5. Exosfera

36 1.1. Troposfera La atmósfera es la capa de aire de espesor variable que rodea la Tierra. Suelen distinguirse cinco partes o capas cuyos límites no son muy precisos.La atmósfera es la capa de aire de espesor variable que rodea la Tierra. Suelen distinguirse cinco partes o capas cuyos límites no son muy precisos. La troposfera es la capa que va desde el suelo hasta una altura media de 15 km, en ella la temperatura disminuye progresivamente hasta alcanzar los ­55°C.La troposfera es la capa que va desde el suelo hasta una altura media de 15 km, en ella la temperatura disminuye progresivamente hasta alcanzar los ­55°C.

37 La cantidad de aire también va disminuyendo a medida que ascendemos. Sólo en la parte baja de la troposfera puede haber vida por su temperatura y por la cantidad de aire que hay en ella.La cantidad de aire también va disminuyendo a medida que ascendemos. Sólo en la parte baja de la troposfera puede haber vida por su temperatura y por la cantidad de aire que hay en ella. En la troposfera se producen los fenómenos meteorológicos como el viento, las nubes o la lluvia.En la troposfera se producen los fenómenos meteorológicos como el viento, las nubes o la lluvia.

38 1.2. Estratosfera Por encima de la troposfera está situada la estratosfera, que llega a una altura de 50 km.Por encima de la troposfera está situada la estratosfera, que llega a una altura de 50 km. En ella la temperatura sube hasta alcanzar los 0°C.En ella la temperatura sube hasta alcanzar los 0°C. Dentro de la estratosfera se encuentra la capa de ozono.Dentro de la estratosfera se encuentra la capa de ozono.

39 1.3. Mesosfera La mesosfera alcanza los 80 km de altura y la temperatura va disminuyendo hasta alcanzar los -100°C.La mesosfera alcanza los 80 km de altura y la temperatura va disminuyendo hasta alcanzar los -100°C.

40 1.4. Termosfera La termosfera llega hasta una altura de 500 km y la temperatura vuelve a subir hasta los 2000°C.La termosfera llega hasta una altura de 500 km y la temperatura vuelve a subir hasta los 2000°C. En esta capa es donde los meteoritos se calientan hasta arder por el roce con la atmósfera. Son las llamadas estrellas fugaces.En esta capa es donde los meteoritos se calientan hasta arder por el roce con la atmósfera. Son las llamadas estrellas fugaces. En la parte inferior hay una subcapa llamada ionosfera, en la que se reflejan las ondas de radio.En la parte inferior hay una subcapa llamada ionosfera, en la que se reflejan las ondas de radio.

41 1.5. Exosfera La exosfera llega hasta donde no hay aire.La exosfera llega hasta donde no hay aire. Su altura no está bien delimitada, aunque se fija en unos 1000 km.Su altura no está bien delimitada, aunque se fija en unos 1000 km. En esta capa no varía la temperatura.En esta capa no varía la temperatura.

42 Partes principales de la atm ó sfera

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44 2. El aire y sus componentes 2.1. El aire, una mezcla de gases 2.2. Composición del aire

45 2.1. El aire, una mezcla de gases El aire está formado por una mezcla de gases cuyos componentes principales son nitrógeno, oxígeno, vapor de agua, dióxido de carbono y ozono.El aire está formado por una mezcla de gases cuyos componentes principales son nitrógeno, oxígeno, vapor de agua, dióxido de carbono y ozono. La mayor masa de aire se encuentra en los diez primeros kilómetros de la atmósfera.La mayor masa de aire se encuentra en los diez primeros kilómetros de la atmósfera. La cantidad de aire disminuye progresivamente con la altura y a unos 1000 km de la superficie terrestre ya casi no se detectan gases.La cantidad de aire disminuye progresivamente con la altura y a unos 1000 km de la superficie terrestre ya casi no se detectan gases.

46 2.2. Composición del aire La proporción de cada uno de los componentes del aire se mantiene constante.La proporción de cada uno de los componentes del aire se mantiene constante. Los componentes mayoritarios son nitrógeno y oxígeno.Los componentes mayoritarios son nitrógeno y oxígeno. Los componentes minoritarios son vapor de agua, dióxido de carbono y ozono.Los componentes minoritarios son vapor de agua, dióxido de carbono y ozono.