407,0k - Mestre a casa

LOS GASES
Algunas sustancias gaseosas a T y P ambiente
Fórmula
Nombre
Características
O2
Oxígeno
Incoloro,inodoro e insípido
H2
Hidrógeno
Inflamable, más ligero que el aire.
He
Helio
Incoloro, inerte, más ligero que el aire.
N2
Nitrógeno
Incoloro, inerte, el gas más abundante aire
Cl2
Cloro
Tóxico, amarillo-verdoso. Olor desagradable
HCN
Cianuro de Hidrógeno
Tóxico, produce la muerte
HCl
Cloruro de Hidrógeno
Tóxico, corrosivo.
H2S
Sulfuro de Hidrógeno
Tóxico, huele a huevos podridos.
CO
Monóxido de carbono
Tóxico, se genera por la combustión
incompleta de hidrocarburos (estufas de
butano, tubos de escape de los coches...)
CO2
Dióxido de carbono
Incoloro, inodoro, no es tóxico
CH4
Metano
Incoloro, inodoro, inflamable
NO2
Dióxido de nitrógeno
Tóxico, olor irritante, color marrón.
NH3
Amoniaco
Incoloro, olor penetrante.
1.- Propiedades
2.- Magnitudes
3.- Leyes
4.- Ecuación de estado de los gases ideales
5.- Condiciones Normales
6.- Volumen Molar
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
LOS GASES Y SUS LEYES
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
PROPIEDADES DEL ESTADO
GASEOSO
No tienen volumen propio
● No tienen forma definida
● Son compresibles
● Se pueden difundir unos en otros
●
MAGNITUDES QUE DESCRIBEN EL
ESTADO Y EL COMPORTAMIENTO
DE LOS GASES
●
La cantidad de sustancia gaseosa:
Se mide: g, moles...
m
n=
M
●
El volumen:
Se mide: L, mL...
1 L = 1000 mL; 1 mL = 1 cm3
●
La temperatura:
Se mide en K (S.I.) y en ºC
Escala Celsius Escala Kelvin
E. Centígrada E. Absoluta
T  K =t ºC 273
●
La presión: Se debe al choque de las
moléculas del gas contra las paredes del
recipiente.
Se mide: Pa, atm, mm de Hg
1 atm es igual a 760 mm Hg
ALGUNAS LEYES DE LOS GASES
Ley de Avogadro
● Ley de Boyle
● Ley de Charles y Gay-Lussac
● Ley de Gay-LLussac
● Ley de general de los gases
● Ley de Dalton o de las presiones
parciales
●
LEY DE AVOGADRO
El volumen de un gas a temperatura y presión
costantes es directamente proporcinal al
número de moles.
V = Cte. n
LEY DE BOYLE
A temperatura constante
el volumen de una
determinada masa de gas
es inversamente
proporcional a la presión.
V = Cte/P
LEY CHARLES Y GAY-LUSSAC
A P Cte, el volumen de una determinada masa
de gas es directamente proporcional a la
temperetura absoluta.
V = Cte T
LEY DE GAY-LUSSAC
A volumen constante la presión de una
determinada masa de gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta.
P = Cte T
LEY GENERAL DE LOS GASES
Cuando se combinan las leyes anteriores se
obtiene le relación:
PV/T = Cte
ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS
GASES IDEALES
P.V = n.R.T
P
Presión (atm)
V
Volumen (L)
n
Número de moles
T
Temperatura (K)
R
0.082 (atmL / K mol)
EJERCICIO DE APLICACIÓN:
Calcular el volumen que ocupan 8 g de
helio, He, a 750 mm Hg y 25 ºC.
Datos: Ar(He) = 4 u; R = 0,082 atmL/Kmol
Se aplica la ecuación de los gases ideales:
PV=nRT
P= 750 mmHg/760 mmHg = 0,98 atm
T=25+273= 298 K
n = m/M = 8/4 = 2 moles
PV=nRT
0,98.V = 2.0,082.298; V = 49,8 L
EJERCICIO DE APLICACIÓN:
Un recipiente cerrado de 2 L contiene oxígeno a 200 ºC y 2
atm. Calcula:
a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente
b) Las moléculas de oxígeno.
Datos: Ar(O) = 16; R = 0,082 atmL/Kmol; NA = 6,02.10²³
a) Aplimamos la ec. de los gases:
PV = nRT
2.2 = n.0,082.473;
n = 0,1 moles de O2
Calculamos los gramos:
n = m/M;
m = n.M = 0,1.32 = 3,2 g de O2
b) El número de moléculas es:
N = n. NA = 0,1.6,02.10²³ = 6,02.10²² moléculas
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Para determinar la masa molar de un gas
desconocido se introducen 4,88 g del gas
en un recipiente de 1 L a una temperatura
de 27 ºC y se mide la presión que es de 1,5
atm. ¿Cuál es su masa molar?
Aplicando la ecuación de los gases ideales
calculamos los moles de gas
P×V =n×R×T ;
1,5×1
n=
=0,061 moles
0,082×300
La masa molar de la sustancia gaseosa es:
m g 
4,88 g
n=
;M =
=80g / mol
M  g / mol 
0,061 moles
CONDICIONES NORMALES
Se dice que un gas está en condiciones
normales cuando su presión es de 1 atm
y su temperatura de 0ºC (273 K)
P = 1 atm
CN
T = 273 K
VOLUMEN MOLAR
●
●
Es el volumen que ocupa un mol de un gas en
condiciones normales ( c.n.)
1 mol de un gas cualquiera en c.n. ocupa 22,4 L
PV = nRT
1 . V = 1 . 0,082 . 273
V = 22,4 L
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Calcular el volumen que acupan 150 g de
CO2 en condiciones normales.
Datos: masas atómicas: C=12; O=16
Calculo el número de moles de CO2
m g 
150g
n=
=
=3,41 moles
M  g / mol  44g/ mol
Calculo el volumen que ocupan en CN
1 mol en CN 3,41 moles
=
; x=76,38 L
22,4 L
x
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES
PARCIALES
En una mezcla de gases cada gas ejerce una
presión parcial igual que la que ejercería si se
encontrase el sólo en el recipiente a la misma
temperatura de la mezcla.
La presión total de una mezcla de gases es igual a
la suma de las presiones parciales de los gases de
la mezcla.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
En un recipiente de 5 L que contiene He en CN, se
introducen 2 L de O2 a 1 atm de presión y 27 ºC. La
mezcla alcanza una temperatura final de 10 ºC.
Calcular la presión parcial que ejerce cada gas y la
presión total.
P⋅V
1⋅5
n=
=
=0,22 moles ; P He = 0,22⋅0,082⋅283 =1,02 atm
R⋅T 0,082⋅273
5
n=
P⋅V
1⋅2
0,08⋅0,082⋅283
=
=0,08 moles ; P O =
=0,37 atm
R⋅T 0,082⋅300
5
2
P TOTAL=P HeP O =1,020,37=1,39 atm
2
TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
Esta teoría desarrollada en la segunda mitad del siglo XIX
amplío la teoría atómico-molecular y explicaba el
comportamiento de los gases (las propiedades y las leyes) y
buena parte del comportamiento de los sólidos y líquidos.
Se puede resumir en los siguientes postulados:
●
●
●
Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas)
muy pequeñas en relación con la distancia que las separan, de
modo que las interaccones entre ellas son despreciables.
Las partículas chocan entre sí y con las paredes del recipiente.
En los choques, que son elásticos, no pierden energía.
La energía cinética media de las moléculas es directamente
proporcinal a la temperatura media de la muestra . La velocidad
de las moléculas aumenta al aumentar la temperatura.