unidad 2: los gases

UNIDAD 2: LOS GASES
2 Utilizar la ecuación de estado de los gases
ideales para establecer relaciones entre la
presión, volumen y la temperatura.
3 Aplicar la ecuación de los gases ideales
para calcular masas moleculares y
determinar formulas moleculares.
CONTENIDOS
2.1. Determina las magnitudes que definen el estado
de un gas aplicando la ecuación de estado de
los gases ideales.
2.2. Explica razonadamente la utilidad y las
limitaciones de la hipótesis del gas ideal.
2.3. Determina presiones totales y parciales de los
gases de una mezcla relacionando la presión
total de un sistema con la fracción molar y la
ecuación de estado de los gases ideales.
3.1. Relaciona la fórmula empírica y molecular de un
compuesto con su composición centesimal
aplicando la ecuación de estado de los gases
ideales.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN
• Leyes de los gases.
2. Utilizar la ecuación de estado
Ecuación de estado de
de los gases ideales para
los gases ideales.
establecer relaciones entre la
• Determinación de
presión, volumen y la
fórmulas empíricas y
temperatura.
moleculares.
1
CMCT AA
SIEE
Prueba escrita
1
CMCT CL
SIEE
Prueba escrita
1
CMCT AA
SIEE
Prueba escrita
1
CMCT AA
SIEE
Prueba escrita
ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE EVALUABLES
2.1. Determina las magnitudes que definen el
estado de un gas aplicando la ecuación de
estado de los gases ideales.
2.2. Explica razonadamente la utilidad y las
limitaciones de la hipótesis del gas ideal.
2.3. Determina presiones totales y parciales de
los gases de una mezcla relacionando la
presión total de un sistema con la fracción
molar y la ecuación de estado de los gases
ideales.
3 Aplicar la ecuación de los
gases ideales para calcular
masas moleculares y
determinar formulas
moleculares.
3.1. Relaciona la fórmula empírica y molecular
de un compuesto con su composición
centesimal aplicando la ecuación de estado
de los gases ideales.
 Leyes de los gases


Ley de Boyle y Mariotte: (T=cte) P1V1=P2V2
https://www.youtube.com/watch?v=jiDZsY-GTA0
Leyes de Charles y Gay-Lussac
𝑉
𝑉
1. Primera ley de Charles y Gay-Lussac: (P=cte) 𝑇1 = 𝑇2
1
2
https://www.youtube.com/watch?v=4Yf1qpUpVYg
2. Segunda ley de Charles y Gay-Lussac: (V=cte)
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2
https://www.youtube.com/watch?v=FW7-2MzHMWg

Ley combinada de los gases ideales:
𝑃1 𝑉1
𝑇1
=
𝑃2 𝑉2
𝑇2
Ecuación de estado de los gases ideales: PV=nRT
Determinación Masa Molar gas idealFórmula molecular (conociendo su
fórmula empírica composición centesimal)
Ley de Dalton para las presiones parciales:
𝒑𝒊=𝒏𝒊𝑹𝑻 𝒙𝒊=𝒏𝒊=𝑽𝒊 𝒑𝒊 = 𝒙𝒊 𝑷
𝑷 = ∑ 𝒑𝒊
𝑽
𝒏
𝑽
http://labovirtual.blogspot.com.es/2013/12/ley-de-dalton-de-laspresiones-parciales.html
 La Teoría cinético-molecular
J.C.Maxwell y L. Boltzmann, basándose estudios R. Clausius Mecánica
estadítica, que relaciona propiedades macroscópicas de la materia con
comportamiento individual de las partículas.
La Teoría cinético-molecular de los gases ideales es la aplicación de la
mecánica estadística al comportamiento ideal de los gases.


Postulados.
Interpretación de las leyes de los gases
 Los gases reales
Las moléculas de los gases presentan entre sí interacciones de atracción más
o menos intensas (Fuerzas de Van der Waals) y de repulsión cuando se
encuentran suficientemente próximas entre sí.
Esta interacción y el hecho de que posean volumen contradicen dos principios
fundamentales del gas ideal:
 El volumen de las moléculas no es insignificante en comparación con el
volumen total del gas.
 La interacción entre las moléculas no es exclusivamente la colisión, sino
que además hay atracción y repulsión entre ellas.
Diverso experimentos muestran que los gases se acercan al comportamiento
ideal sólo a bajas presiones (≤ 5 atm) y temperaturas moderadas.
Efecto de la P y T:
Si la presión es baja, las moléculas de gas están muy separadas entre sí, y las
fuerzas de atracción son despreciables. Pero a presiones altas, el gas es más
denso y las moléculas están más cerca unas de otras, con lo que las fuerzas
atractivas se manifiestan de forma apreciable.
En cuanto a la temperatura, sabemos que la materia está más condensada a
bajas temperaturas. Cuando esto sucede, las fuerzas atractivas también están
más presentes en el gas.
El supuesto de que el volumen de las moléculas es despreciable comparado
con el del recipiente, no es aceptable a medida que el gas se hace más denso,
es decir está más condensado. Esta situación ocurre a bajas temperaturas y
altas presiones.
Diferencias más relevantes del comportamiento de un gas respecto al modelo
ideal:



No presentan compresibilidad ilimitada, debido al volumen de sus
moléculas y la repulsión entre ellas.
La presión que ejercen es menor, debido a la atracción entre las
moléculas.
El volumen puede ser mayor o menor del esperado para un gas ideal,
en función del gas empleado y las condiciones de P y T.
Ecuación de estado de los gases reales: Johannes D. van der Waals
𝑛
[𝑃 + 𝑎 ( 2 )] (𝑉 − 𝑛𝑏) = 𝑛𝑅𝑇
𝑉
P= presión que ejerce el gas
V=volumen del recipiente
Nb=volumen que ocupan las moléculas del gas por sí mismas
𝑛
𝑎 ( 2 )=efecto de la atracción intermolecular sobre la atracción del gas
𝑉
Z= factor de compresibilidad PV=ZnRT. Un gas se comprime más (Z<1) o menos (Z>1), dependiendo del
balance de los efectos contrapuestos: volumen molecular y atracción intermolecular
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Gases/index.htm
http://fq-1bto.blogspot.com.es/2014/10/leyes-de-los-gases.html
Politécnica de Valencia
Universidad
PBL (Problem based learning): Elaborar un eje cronológico en el que se reflejen los
avances científicos en el conocimiento de la materia y el comportamiento de los gases,
y, en paralelo un eje cronológico que refleje los avances sociales y
tecnológicos(industria, transporte, sanidad…) basados en ellos