I UNIDAD: GASES Fisicoquímica I UNIDAD: GASES Fisicoquímica UCAN - MATAGALPA Catedrático: Lic. Jacniel Bismarck Talavera Blandón. Químico Farmacéutico.

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1 I UNIDAD: GASES Fisicoquímica I UNIDAD: GASES Fisicoquímica UCAN - MATAGALPA Catedrático: Lic. Jacniel Bismarck Talavera Blandón. Químico Farmacéutico

2 Fisicoquímica Fisicoquímica es la parte de la química que estudia las propiedades físicas y estructura de la materia, las leyes de la interacción química y las teorías que las gobiernan. La fisicoquímica recaba primero todos los datos necesarios para la definición de los gases, líquidos, sólidos, soluciones y dispersiones coloidales a fin de sistematizarlos en leyes y darles un fundamento teórico.

3 Luego se establecen las relaciones de energía en las transformaciones físicas y químicas y se tratan de predecir con que magnitud y con qué velocidad se producen, determinándose cuantitativamente los factores reguladores. En este sentido deben tomarse en cuenta las variables comunes de la temperatura, presión y concentración, sino además los efectos de la interacción estrecha de la materia misma en cuanto a su naturaleza y estructura 3

4 ÍNDICE Estados de la materia GAS LÍQUIDO SÓLIDO

5 ÍNDICE Leyes y Propiedades de los Gases 5

6 ÍNDICE Gas: Estado de la materia en que las sustancias no tienen cuerpo ni volumen propio.

7 ÍNDICE En estado gaseoso las partículas son independientes unas de otras, están separadas por enormes distancias con relación a su tamaño. Las partículas de un gas se mueven con total libertad y tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Las partículas de un gas se encuentran en constante movimiento en línea recta y cambian de dirección cuando chocan entre ellas y con las paredes del recipiente. Estado gaseoso

8 ÍNDICE Cl 2 gaseoso HCl y NH 3 gaseosos Estado gaseoso

9 ÍNDICE Un gas queda definido por cuatro variables:  Cantidad de sustancia  Volumen  Presión  Temperatura  moles  l, m 3, …  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 = 1dm 3 Medidas en gases

10 Veamos si pusieron atención… ¿Cuánto espacio ocupan los gases?

11 ¿Qué pasa si aumenta la temperatura de un gas? Continuemos…

12 Propiedades de los gases. 1.- Fluidez: ocupan todo el espacio disponible… ¿por qué? Porque prácticamente no poseen fuerzas de unión entre sus moléculas. 2.- Difusión: un gas se mezcla con otro debido al movimiento de las moléculas. ¿alguien puede dar un ejemplo de esto?

13 3.- Compresión: disminución del volumen de un gas por el acercamiento de moléculas entre sí, debido a la presión aplicada. 4.- Resistencia: los gases se oponen al movimiento de los cuerpos, debido a la fuerza de roce.

14 ¿Alguna pregunta hasta el momento?

15 Magnitudes de los gases. ¿Te acuerdas de alguna magnitud de los gases?

16 Presión Fuerza aplicada por unidad de área. P = F/A F = FUERZA A = ÁREA

17 ¿Cuál es la unidad de medida de la presión?

18 Se puede medir en: mmHg Pa Atm 760 mmHg = 1 atm

19 Presión atmosférica. Es la presión que ejerce el aire sobre la Tierra. Se ejerce en todas las direcciones. Según lo que podemos observar en la imagen, (Al que esté mas distraid@)… ¿dónde es mayor la presión atmosférica?

20 ÍNDICE 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 20

21 El gas ideal FIS109C – 2: Física para Ciencias 1 er semestre 2014

22 22 Condiciones normales zSe denominan condiciones normales (C.N.P.T) a las siguientes condiciones de presión y temperatura: zP = 1 atmósfera zT = 0 ºC = 273 K

23 Las tres leyes siguientes, se encuentran de forma experimental. Para una cantidad fija de gas se cumplen las siguientes leyes empíricas: FIS109C – 2: Física para Ciencias 1 er semestre 2014 Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Guy Lussac Ley de los gases ideales

24 5.2 Ley de Boyle y Mariotte Robert Boyle Físico Ingles estableció la Ley que lleva su nombre experimentando con el aire y dice: “Si mantenemos constante la temperatura de una cierta cantidad de gas, la presión varía inversamente con el volumen cuando se produce un cambio de estado o proceso”. X… ¿son directamente proporcionales o inversamente proporcionales?

25 ÍNDICE Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta (a temperatura y cantidad de materia constantes). V α 1/P (a n y T ctes) V = k/P Transformación isotérmica gráfica

26 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. Teoría cinética de los gases

27 5.3 Ley de Charles y Gay-Lussac La Ley de Charles fue establecida por el Físico Frances Jack Charles, conjuntamente con Louis Gay-Lussac otro Frances, esta Ley tiene dos enunciados que expresamos separadamente: “Si se mantiene constante la presión de una cierta cantidad de gas, la temperatura varía directamente proporcional al volumen en un cambio de estado”

28 5.3 Ley de Charles y Gay-Lussac

29 (LEY DE GAY-LUSSAC) “Si se mantiene constante el volumen de una cierta cantidad de gas, la temperatura varía directamente proporcional a la presión en un cambio de estado”.

30 5.1Introducción BOYLE Y MARIOTE JACK CHARLES GAY-LUSSAC Si T= ctte. La presión varía inversamente con el volumen cuando se produce un cambio de estado o proceso. Si p=cte la temperatura varía directamente proporcional al volumen en un cambio de estado. Si v=ctte la temperatura varía directamente proporcional al presión en un cambio de estado Gases Ideales

31 ÍNDICE Teoría cinética de los gases. Modelo molecular 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. 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

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

33 ÍNDICE T P.V = T´ P´. V´ La constante de Boltzman APÉNDICE

34 ÍNDICE Ley de los gases ideales: PV = nRT En donde n es el número de moles átomos o moléculas. El valor de R se midió como: Podemos reescribir la ecuación en términos del número de moles asi: Si tenemos n átomos o moléculas, tendremos nX6.023X10 23 moles En donde k= 1.381X10 -23 J/K y N el numero de moléculas ó átomos R = 0.082 atm L/ mol K R = 8.31 J/ mol K = 1.987 cal /mol K

35 ÍNDICE PV=nRT P = PRESIÓN (atm) V = VOLUMEN (L) n = NÚMERO DE MOLES R = constante de los gases ideales (0,082 atm *L/mol *K) T = TEMPERATURA (K)

36 36 Ecuación general de los gases ideales. zIgualmente puede demostrarse que a V constante: z P — = constante ; T zCon lo que uniendo las tres fórmulas queda: z P · V ——— = constante ; T

37 37 Ecuación general de los gases ideales. zLa constante depende de la cantidad de gas. Para 1 mol Para “n” moles z P · V P · V ——— = R ; ——— = n · R T T zque suele escribirse de la siguiente forma: p ·V = n ·R ·T zR = 0’082 atm·l/mol·K = 8’31 J/mol·K

38 PRESIÓN (unidades) z1atm ≡ 760mmHg ≡ 760 Torr z1atm ≡ 1,013.10 5 Pa ≡ 1013 hPa 38

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40 40 Ejemplo: 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 83’86 litros 3 atm · 30 l · 273 K V 2 = —————————— = 83’86 litros 1 atm · 293 K

41 41 Ejercicio: 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 m m n =——  p · V = —— · R · T M M 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 = 32,0 g/mol

42 42 zDespejando el volumen: z n · R · T 1 mol · 0’082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K1 atm z= 22’4 litros Volumen molar zEl 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: Ejercicio: ¿Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales?

43 43 Ejercicio: 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. zComo: n = m / M(C 4 H 10 ) y densidad: d = m / V zP · V = n · R · T = (m/M) · R · T zde donde: m · R · T d · R · T M = —————— = ———— P · V p z 1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm Hg M = ———————————————— · —————— = L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm 58 g/mol zM= 58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de M at : zM (C 4 H 10 ) = 4 M at (C) +10 M at (H)= 4 ·12 u + 10 ·1 u = 58 u

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