PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO

INSTITUCION EDUCATIVA LA PRESENTACION
NOMBRE ALUMNA:
AREA :
ASIGNATURA:
DOCENTE:
TIPO DE GUIA:
PERIODO
4
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
QUIMICA
OSCAR GIRALDO HERNANDEZ
CONCEPTUAL - EJERCITACION
GRADO
FECHA
DURACION
10
SEPTIEMBRE 2012
3 UNIDADES
INDICADORES DE DESEMPEÑO:
1. Resuelve problemas sobre reacciones con sustancias gaseosas aplicando los conocimientos sobre
el estado gaseoso estudiados.
2. Mejora el hábito de estudio y aprende independientemente.
ESTADO GASEOSO
Una sustancia presenta diferentes propiedades y comportamientos dependiendo de su estado físico,
así.
Los sólidos presentan una organización definida, en la cual sus átomos o moléculas están muy
juntas unas a otras y forman verdaderas empaquetaduras con muy poca movilidad.
A diferencia de los sólidos, en los líquidos sus partículas constitutivas están menos unidas y en
continuo movimiento, lo cual permite el desplazamiento de una sobre la otra.
Por otra parte, en los gases se presenta mayor movilidad y espacio vació entre las partículas que lo
forman.
A los gases y los líquidos se les conoce como fluidos porque se desplazan con facilidad debido a
que no presentan una estructura compacta y sus moléculas tienen libertad de movimiento.
PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO
El estudio de los gases revela las siguientes propiedades características:
Los gases se dejan comprimir fácilmente, razón por la cual se dice que son muy compresibles. Esta
propiedad se debe al espacio vació que hay entre las moléculas.



Los gases tienden a expandirse indefinidamente o a llenar totalmente el recipiente que los
contiene. Los gases no presentan una forma definida.
Los gases ocupan el volumen del recipiente donde se encuentran. Los gases no tienen volumen
definido.
Los gases tienen una densidad muy baja, comparada con la de los líquidos y sólidos; se debe a
que las moléculas están muy separadas.
Para describir un gas, es necesario especificar:
 El volumen ocupado
 Del número de moles.
 De la presión y
 De la temperatura
Estas cuatro variables están relacionadas de tal manera que conocidas tres de ellas se puede
determinar la cuarta. Antes de estudiar la relación entre estas propiedades es conveniente explicar
los conocer los conceptos de presión y temperatura.
1
PRESION
Es un concepto físico que se define como la fuerza ejercida sobre un cuerpo por unidad de área, o
sea:
F
P = presión
P = ------F = fuerza
A
A = area
La presión se puede manifestar en varias formas:
 Presión hidrostática: los cuerpos sumergidos en un líquido soportan una presión provocada por
el peso del líquido que está encima de ellos, en la unidad de área seccional.
 Presión atmosférica: todos los cuerpos situados sobre la superficie terrestre, soportan el peso
de la capa atmosférica y equivale al peso de un cilindro de aire de 1 cm2 de área seccional y una
altura igual a la altura de la capa atmosférica terrestre, como ésta disminuye a medida que se
asciende sobre el nivel del mar, la presión atmosférica también disminuye cuando aumenta la
altura sobre le nivel marino.
La presión atmosférica se mide con el barómetro inventado por evangelista torricelli.
El barómetro es un tubo de vidrio de un metro de longitud cerrado por un extremo, se llena
totalmente de mercurio, se tapa el extremo abierto y se invierte en un recipiente que también contiene
mercurio. Al destapar el tubo se observa que el nivel del liquido desciende hasta una altura de 76 cm
al nivel del mar, no importa cual sea el diámetro del tubo del vidrio. El mercurio no sale del todo,
debido al equilibrio que se establece entre el peso del mercurio por cm2 y la presión atmosférica.
El mercurio contiene dentro del tubo de 1 cm2 de área y 76 cm de altura, ocupa un volumen de 76
cm3 y siendo su densidad 13,6 g/ cm3, el peso correspondiente es:
P= V. D = 76 cm3 x 13,6 g/ cm3 = 1033,6 g. La presión correspondiente es: 1033,6 g/ cm2.
A una altura del mercurio de 76 cm ó a una presión de 1033,6 g / cm2 se denomina una
atmósfera de presión.
Las unidades de presión más utilizadas son atmósfera y mm de Hg ó torricelli ( o torr.)
Tabla: Equivalencias de 1 atmósfera
torr
m m Hg
g / cm2
cm Hg
Ib / pulg2
pulg Hg
760
760
1013
76
14.7
29.9
La presión atmosférica al nivel del mar es 760 mm de H g, en Medellín es 640 mm de Hg y en
Bogota 560 mm de Hg aunque estos valores varían un poco según el estado del tiempo.
Él liquida barométrico es el mercurio debido a su alta densidad (13,6 g/cm 3), líquidos menos densos
son impropios porque la altura de la columna seria muy grande.
Presión de un gas: se debe al choque de las moléculas contra las paredes del recipiente que lo
contiene, cada choque origina una pequeña fuerza y la suma de todas ellas por unidad de área
constituye la presión del gas, que se mide por medio de manómetros.
TEMPERATURA
Es una medida del contenido calórico de un cuerpo y se puede entender como una propiedad que da
idea del grado de agitación que poseen sus moléculas
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El contenido calórico depende de la masa, pero la temperatura no, ya que se pueden tener por
separado 1 mililitro de agua y 1 litro de agua a 50oC y como es lógico, el calor almacenado en el litro
es mayor que en el milímetro.
El calor siempre fluye desde el cuerpo que esta a mayor temperatura hasta otro que este a menor y
nunca lo contrario; por lo tanto, la temperatura se puede entender también como una medida de la
dirección de flujo del calor.
La temperatura de un cuerpo se determina mediante el termómetro, cuya graduación se hace
empleando como referencia los puntos de fusión y ebullición del agua, medidos a una atmósfera de
presión.
Existen varias escalas, o maneras de graduar un termómetro y las más conocidas se ilustran
comparativamente a continuación:
En la escala centígrada, al punto de congelación del agua se le asigna un valor 0oC y al de ebullición
100oC. Entre estos dos valores se hacen 100 divisiones iguales; cada una equivale a 1oC.
En la escala Fahrenheit, al punto de congelación del agua se le asigna un valor de 32oF y al de
ebullición 212oF. Entre estos dos valores se hacen 180 divisiones iguales; cada una equivale a 1 oF.
En la escala de kelvin, al punto de congelación del agua se le asigna un valor de 273 ok y al de
ebullición 373 ok. Entre estos dos valores se hacen 100 divisiones iguales; cada una equivale a 1 ok.
Esta escala se basa en el coeficiente de dilatación de los gases. Al aumentar en 1oC la temperatura
de un gas, a presión constante, su volumen aumenta un doscientos sesenta y tres avos de su
volumen original.
Si a presión constante, se parte de un volumen inicial de un gas, a 0oC y se obtienen valores
experimentales del volumen del gas a diferentes temperaturas, se pueden graficar dichos valores
hasta la temperatura de congelación del gas, ya que a esta temperatura el gas se licua.
Al prolongar la recta en una grafico V v.s T (oC) se corta el eje de temperatura en el valor de –
273,16 oC, en el cual, gráficamente, el volumen del gas seria cero.
A esta temperatura se le conoce con el nombre de cero absoluto y es el punto de partida de la
escala de kelvin.
La escala kelvin también se denomina escala absoluta
temperatura.
porque no tiene valores negativos de
En la escala rankine, al punto de congelación del agua se le asigna un valor de 492oRa y al de
ebullición 672oRa. Entre estos dos valores se hacen 180 divisiones iguales; cada una equivale a 1o
Ra. Esta es la escala absoluta correspondiente a la Fahrenheit.
En la escala reamur, al punto de congelación del agua se le asigna un valor de 0o Re y al de
ebullición 80oRe. Entre estos dos valores se hacen 80 divisiones iguales; cada una equivale a 1oRe.
LEYES DE LOS GASES
En el tratamiento de las relaciones ente presión (P), temperatura (T), volumen (V) y numero de
moles(n), se considera que el volumen real ocupado por las moléculas es despreciable y que entre
ellas no existe fuerza atractiva, lo cual es similar a en modelo de comportamiento ideal. Dichas
relaciones se conocen como leyes de los gases.
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LEY DE BOYLE-MARIOTTE
Al comprimir un gas, a temperatura y número de moles constantes, su volumen disminuye.
Cuando la presión se duplica el volumen se reduce a la mitad, si la presión se triplica el volumen se
reduce a la tercera parte; y si la presión, se reduce a la mitad el volumen se duplica, etc. Este
comportamiento experimental de los gases se puede expresar así:
“A temperatura constantes, el volumen de cualquier gas seco, es inversamente proporcional a la
presión a que se somete.”
Matemáticamente su expresión es:
V1 P1 = V 2 P2
LEY DE CHARLES – GAY LUSSAC
Cuando un gas se calienta, a presión y numero de moles constantes, su volumen aumenta.
Si la temperatura absoluta se duplica, el volumen también se duplica, si la temperatura absoluta de
reduce la tercera parte, el volumen también se reduce a la tercera parte.
“A presión constante, el volumen de un gas varía directamente proporcional a su temperatura
absoluta.
Matemáticamente su expresión es:
V1 T2 = V2 T1
RELACION ENTRE EL VOLUMEN Y EL NÚMERO DE MOLES
Se considera constante la presión y la temperatura. Es decir, si las moles del gas se duplican, el
volumen también se duplica.
El volumen de un gas, a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al numero
de moles;
V1 n2 = V2 n1
Matemáticamente esta relación se establece así:
LEYES DE BOYLE Y CHARLES COMBINADAS
Relacionando las leyes de Boyle y Charles, se puede anunciar según un mismo principio, así: el
volumen de una cantidad fija de gas es directamente proporcional al cambio de la temperatura e
inversamente proporcional a la variación de la presión.
Matemáticamente esta relación se establece así:
V1 P1T2 = V2 P2 T1
LEY DE DALTON
Cuando se tienen gases mezclados tal que no reaccionen entre sí, cada gas se expande por todo el
volumen del recipiente como si estuviera solo y sus MOLECULAS ejercen su propia presión
independientemente de las demás.
Esta presión se conoce como presión parcial de gas.
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La ley de Dalton establece:
“la presión total ejercida por la mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de
sus componentes”.
Matemáticamente se expresa así: Pt = P1 + P2 + P3 +.... Pn
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Experimentalmente se ha encontrado que un mol de un gas a 1 atmósfera y 0oC ocupa un volumen
de 22,4 litros sin que importe la naturaleza del gas. Estas condiciones de temperatura y presión (0oC
y 1 atm), se conoce como condiciones normales (CN)
Basado en esta observación experimental, avogadro estableció:
“volúmenes iguales de gases diferentes, a las mismas condiciones de temperatura y presión, tiene
el mismo numero de moles”.1 mol de cualquier gas contiene 6,023 x 1023 partículas
ECUACIÓN DEL ESTADO
Todas las leyes descritas anteriormente se pueden consignar en una sola expresión, que relaciona
las cuatro variables y se conoce como ecuación general del estado gaseoso
Como se puede observar en las leyes, el volumen es directamente proporcional a las moles y a la
temperatura absoluta es inversamente proporcional a la presión; lo que matemáticamente equivale a:
PV=nRT
P = presión
V = volumen
n = número de moles
T = temperatura absoluta
R = constante universal de los gases
= 0.082 atm lit / mol oK
La ecuación de estado para el gas ideal se puede utilizar:
 Para definir el valor de una variable.
 Pasar el gas de un estado inicial a otro final.
 Determinar densidades y pesos moleculares de los gases.
 Determinar el volumen de un gas que participa en una reacción, como se muestra en los
ejemplos siguientes.
LEY DE GRAHAN.
La difusión es la propiedad que presentan los gases de distribuirse por todo el espacio del que
disponen. La difusión no se desarrolla a la misma velocidad para todos pues los gases livianos se
difunden más rápidamente que los pesados.
Al respecto Graham estableció que:
“La velocidad de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del peso molecular.”
Matemáticamente para dos gases de pesos moleculares M1 y M2 respectivamente la ley de Graham
se expresa:
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V1 √M1 = V2 √ M2
V1 = velocidad de difusión del gas 1
M1 = peso molecular del gas 1
V2 = velocidad de difusión del gas 2
M2 = peso molecular del gas 2
TEORIA CINETICA DE LOS GASES.
Los gases que existen en la naturaleza a unas condiciones determinadas de temperatura y presión se
conocen como gases reales y sus propiedades de estado, muy especialmente su volumen y su
presión, dependen de las fuerzas intermoleculares de atracción y del volumen ocupado por sus
moléculas, a diferencia del gas ideal en el cual se consideran despreciables.
La teoría cinética de los gases se desarrollo entre 1855 y 1880 por Boltzmann, Maxwell, Clausius y
otros científicos. La teoría se presenta mediante una serie de postulados, usados para explicar el
comportamiento de los gases reales con base en el modelo del gas ideal.
Los postulados son:
 Los gases están constituidos por moléculas de igual tamaño y masa para el mismo gas, pero
diferente de un gas a otro.
 El volumen ocupado por las moléculas de un gas es despreciable con respecto al volumen del
recipiente que las contiene.
 Las moléculas de un gas se mueven constantemente, en línea recta, al azar y chocando entre sí y
contra las paredes del recipiente. Estos choques se consideran elásticos, es decir entre choque y
choque varían la dirección y la velocidad de las moléculas, pero no ocurre perdida neta de la
energía.
 Se acepta también que cada molécula posee su propia velocidad y por consiguiente su propia
energía cinética, pero la energía cinética promedio de todas las moléculas es constante, no
depende de la naturaleza del gas, ni de la presión y solo depende de la temperatura absoluta del
gas.
 Las fuerzas intermoleculares de atracción en un gas son despreciables y las moléculas son
independientes unas de otras
Estos postulados han servido para explicar las leyes de los gases deducidas experimentalmente
también para deducir la ecuación de estado y en general para explicar el comportamiento de la
materia en este estado físico.
Un gas ideal es hipotético y los gases reales solamente se aproximarán a comportamientos ideales
a bajas presiones y altas temperaturas donde las moléculas estarán suficientemente separadas
para que las fuerzas intermoleculares sean mínimas.
PROBLEMAS SOBRE EL ESTADO GASEOSO
Para el desarrollo acertado de un problema químico se procede de la siguiente manera:
 Se lee cuidadosamente y se entiende claramente el enunciado del problema.
 Se determina lo que se esta preguntando y sobre un papel se escribe en forma correcta la
incógnita o lo desconocido
 Se extrae del enunciado del problema toda la información dada.
 Se aplican los principios químicos adecuados y se plantea el factor de conversión y/o ecuación
química que permita encontrar la equivalencia entre la unidad conocida y la unidad buscada.
 Se realizan las operaciones matemáticas que sean necesarias
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ACTIVIDADES
Para realizar la siguiente actividad necesita:
 Tabla periódica de los elementos químicos.
 Calculadora científica
 Las formulas químicas sobre los gases explicadas en clase.
PROBLEMAS.
1. Un gas ideal ocupa un volumen de 50 lt a 350 mm Hg y 25oC. Que volumen ocupará a 700 mm de
Hg, si la temperatura no varia?
2. Un gas ideal ocupa un volumen de 720 ml a 0oC 1 atm. Que volumen ocupará a 364oK si la
presión no varia?
3. Que volumen en litros, medido a condiciones normales, ocuparán:
a. 22 gramos de C4H10.
b. 1.2 moles de He.
4. si se tiene 400 ml de un gas ideal a 27oC y una atm, si se cuadruplica el volumen a igual presión,
determina la nueva temperatura en 0oC.
5. Determine la disminución necesaria en temperatura para que, a presión constante, 4 litros de
C2H2, medidos a 27oC y 1 atm ocupen un volumen de 1 litro.
6. Se mezclan 6.4 g de SO2 y 6.4 g de O2 en un recipiente en el cual la presión total es de 2 atm.
Cual es la presión parcial de cada gas y el volumen del recipiente si la temperatura es de 25oC.
7. El aire seco esta formado por 80% de N2 y 20% de O2, en porcentaje por mol. Determine su peso
molecular en condiciones normales.
8. si la velocidad promedio de una molécula de O2 a 25oC es de 4.42 x 104 cm/seg., cual será la
velocidad promedio de una molécula de CO2 a la misma temperatura.
9. A una temperatura definida el metano, CH4, tiene una velocidad de difusión de 12 cm/min. a las
mismas condiciones un gas desconocido se difunde 8 cm/min. Determine el peso molecular del
gas desconocido.
10. Un litro de cloro gaseoso en condiciones normales tiene una masa de 3,17 gramos. Calcular el
peso molecular del cloro.
11. Un litro de oxígeno a 43,5 C y 619 mm Hg, pesa 1,003 gramos. Calcular la densidad en las
condiciones normales.
VERDADERO O FALSO.
Coloque dentro del paréntesis una V si el enunciado es verdadero o una F si el enunciado es falso.
12. ( ) Si un gas se encuentra a 32oF y 1013 milibares se encuentra en condiciones normales.
13. ( ) Un grado K es igual a un grado Ra .
14. ( ) Si un gas se le duplica el numero de moles, se cuadruplica su presión y se duplica su
temperatura absoluta, no cambia su volumen.
15. ( ) El CO2 y el C3H8 tienen diferentes velocidades de difusión.
COMPLETACIÓN.
o
16. Si la velocidad promedio de difusión del O2 a 10 C es 4.3 x 10
4
o
cm/seg. la velocidad del SO2 a 10 C es: __
17. El volumen ocupado por 1 mol de un gas ideal a 492o Ra y 14.7 lb/pulg2 es: _______lts.
18. La temperatura a la cual la densidad del H2O es 1g/lt es _______ oC a 1atm.
APAREAMIENTO.
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19. A cada literal de izquierda corresponde un número de la derecha, forme las parejas que se relacionan.
Boyle
Charles.
Graham
Dalton
Ecuación de estado
Energía cinética.
Avogadro
1
2
3
4
5
6
7
PV = n RT.
Pt = P1 + P2
P1 V1= P2 V2
V1 T2 = V2 T1
½ M V2
1 mol = 22.4 lt a TPN
(V1) √ M1 = (V2) √ M2.
20. Encuentre las parejas que se correlacionan:
1
2
3
4
5
6
7
Gas real.
Gas ideal.
mezcla gaseosa
Difusión gaseosa.
Temperatura.
Sólido.
Líquido.
Volumen definido.
Energía cinética promedia
Movimiento molecular.
Suma de presiones parciales
Licuable.
Forma y volumen definidos
No licuable.
“EL PRIMER PASO HACIA EL BIEN ES NO HACER EL MAL”
8