guía para el estudio del estado gaseoso

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
GUÍA DE ESTUDIO
Nombre: _________________________________
Fecha: 16/04
Curso: 8°____________
Teoría cinética de los gases
Lee atentamente los supuestos básicos de la teoría cinética molecular (TCM)
1. Las partículas del gas se mueven de manera continua, rápida y al azar en línea recta en
todas direcciones.
2. Las partículas del gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son
grandes.
3. Para los gases se pueden despreciar las fuerzas gravitatorias y las fuerzas de atracción
entre las partículas del gas.
4. Cuando las partículas del gas chocan entre sí o con las paredes del recipiente, no se pierde
energía, todas las colisiones son perfectamente elásticas.
5. La energía cinética promedio es la misma para todos los gases a la misma temperatura,
varía en forma proporcional con la temperatura absoluta.
Utiliza los postulados de la TCM para explicar
¿Por qué los gases,
a) se expanden hasta llenar el recipiente?
b) son compresibles?
c) presentan densidades tan bajas?
d) encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobre las
paredes del mismo?
e) difunden?
f) confinados en un recipiente cerrado, ejercen mayor presión a medida que
la temperatura aumenta?
Presión atmosférica
Se puede definir como la fuerza total que ejercen las moléculas de aire sobre cada unidad de área.
Esta fuerza se debe a la atracción que ejerce la Tierra sobre la columna de aire que va de la
superficie del planeta hasta las moléculas más externas de la atmósfera.
Por definición, presión es la fuerza que se ejerce por unidad de área. Presión = Fuerza
Área
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El mercurio es un líquido muy denso (13,6g/cm ). En promedio y a nivel del mar una columna de
mercurio de 760 mm de altura ejerce una fuerza por unidad de área sobre la superficie del líquido
equivalente a la fuerza de la atmósfera sobre la misma superficie. Esta presión se conoce como
presión normal.
Recuerda estas equivalencias 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101,325 Pa
Ejercicios
1. ¿Por qué es mayor la presión atmosférica al nivel del mar que a altitudes elevadas?
2. Busca información y explica qué es y para qué se usa un manómetro y un barómetro.
3. Realiza las siguientes conversiones
 1,00 atm = -------- torr
 912 torr = --------- atm
 0,500 atm = ------- mmHg
 2,00atm = -------- Pa
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LOS GASES IDEALES
La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por
partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente
elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente
proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al
comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta
temperatura.
Los gases perfectos(ideales) obedecen a tres leyes bastante simples, que son la Ley de Boyle, la
ley de Gay-Lussac y la Ley de Charles. Estas leyes son formuladas según el comportamiento de
tres grandezas que describen las propiedades de los gases: volumen, presión y temperatura
absoluta.
LEYES DE LOS GASES
Relación PRESIÓN-VOLUMEN: Ley de Boyle, establece que el volumen de una cantidad dada
de un gas a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión.
V = constante x 1/P
P x V = constante
P1V1 = P2V2
Considera los siguientes datos de presión y volumen de 32,0 g de dioxígeno a 0ºC
PRESIÓN VOLUMEN
(atm)
(L)
0,100
224
0,200
109
0,400
60,0
0,600
35,7
0,800
27,7
1,00
22,4
PxV
(L atm)
Completa el cuadro e indica el valor de la
constante promedio. Representa gráficamente la
relación del volumen en función de la presión.
V(L)
Constante promedio = --------------P(atm)
Relación VOLUMEN-TEMPERATURA: Ley de Charles, establece que el volumen de una
cantidad fija de gas a una presión constante, es directamente proporcional a su temperatura
absoluta.
V = constante x T
V/T = constante
Se mide la variación del volumen de un gas en función de las variaciones de temperatura.
TEMPERATURA
(ºC)
(K)
200
100
50
0
VOLUMEN
(L)
1,73
1,37
1,18
1,00
Completa el cuadro y grafica el volumen del
gas en función de la temperatura absoluta.
V(L)
2
T(K)
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Relación PRESIÓN-TEMPERATURA: Ley de Gay Lussac.
Completa el cuadro
Enunciado:
Expresión
matemática:
Graficar:
P versus T
Aplica la TCM para explicar las leyes de los gases
Efecto de un incremento de volumen a temperatura constante
Efecto de un aumento de temperatura a presión constante
Efecto de un aumento de temperatura a volumen constante
Relación CANTIDAD- VOLUMEN: Hipótesis de Avogadro, establece que volúmenes iguales
de todos los gases en iguales condiciones de temperatura y presión, tienen igual cantidad de
moléculas.
La ley de Avogadro se expresa: el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es
directamente proporcional al número de moles.
V = constante x n
Ecuación de los gases ideales
Ley de Boyle:
V = constante x 1/P (n y T constantes)
Ley de Charles:
V = constante x T
(n y P constantes)
Ley de Avogadro: V = constante x n
(P y T constantes)
Combinando estas relaciones V = constante x n T/P
Si llamamos R a la constante, V = RnT/P
Reordenando se obtiene la ecuación de los gases ideales PV = nRT
Un gas ideal es un gas hipotético, cuyo comportamiento en cuanto a la presión, volumen y
temperatura, está descrito completamente por la ecuación de los gases ideales. Unidades y valor
numérico de R = 0,08206 L atm/K mol (o 62,36 L torr/K mol)
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Combinación de las leyes de los gases
Para una cantidad total de gas n, PV/T es una constante. Para dos estados de un gas:
P1V1 = P2V2
T1
T2
Mezcla de gases y presiones parciales: Ley de Dalton
La presión bajo condiciones de volumen y temperatura constantes, es directamente proporcional
al número de moles de gas:
P = (RT/V)n = constante x n
John Dalton fue el primero en observar que la presión total de una mezcla de gases es igual a la
suma de las presionen parciales. Siendo la presión parcial la presión ejercida por cada
componente individual bajo las mismas condiciones de temperatura y volumen que la mezcla.
Ptotal = P1 +P2 +P3 + ……
Esta afirmación se conoce como ley de las presiones parciales de Dalton.
Si los gases obedecen a la ecuación del gas ideal, se puede escribir:
P1 = n1(RT/V)
P2 = n2(RT/V)
P3 = n3(RT/V)
Ptotal =( n1 + n2 + n3 + ……) RT/V
Presiones parciales y fracciones molares
Debido a que el número de moles es proporcional al número de moléculas, la fracción molar de
cualquier gas en una mezcla es igual a la fracción de moléculas de ese gas. La fracción molar, X,
de cualquier componente es la relación de moles de ese componente entre el total de moles de la
mezcla:
Fracción molar del componente 1 = X1 = moles del componente 1
total de moles en la mezcla
Se puede relacionar las fracciones molares con las presiones parciales:
P1 = n1RT/V = n1 = X1
Ptotal ntotalRT/V
ntotal
P1 = X1 Ptotal
Ejercicios
1. La presión del gas en una lata de aerosol es 1,5 atm a 25ºC. Considerando
comportamiento ideal, ¿cuál será la presión si la lata se calienta a 450ºC? R: 3,6 atm
2. Una cantidad de gas helio ocupa un volumen de 16,5 L a 78ºC y 45,6 atm. ¿Cuál es su
volumen en condiciones normales (PTN)?
R:585L
3. Se vacía un frasco y se encuentra que pesa 134,567g. Se llena con un gas de masa
molecular desconocida a una presión de 735 mmHg y 31ºC y luego se pesa de nuevo
resultando 137,456g. Si el volumen del frasco es 936 cm3, ¿cuál es la masa molar
molecular del gas desconocido?
R: 79,7 g/mol
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4. El 78% de las moléculas de aire son de dinitrógeno. ¿Cuál es la presión parcial del gas
en el aire a una presión barométrica de 720 mmHg?
R: 560 mmHg
5. Se recogen 0,200 L de dioxígeno gaseoso sobre agua. La temperatura del agua y del gas
es 26ºC y la presión atmosférica de 750 mmHg. A) ¿Cuántos moles de dioxígeno se han
recogido? B) ¿Qué volumen debe ocupar el O2 recogido cuando esté seco a la misma
temperatura y presión?
R:7,77 X 10-3 mol; 0,193 L
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