Capítulo 8. Gases 1.- Estados de la materia
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Capítulo 8. Gases 1.- Estados de la materia 2.- Presión de un gas 3.- Leyes de los gases 3.1.- Ley de Boyle: Presión-Volumen 3.2.- Ley de Charles y Gay-Lussac: Temperatura-Volumen 3.3.- Ley de Avogadro: Volumen –Cantidad de materia 4.- Ecuación del gas ideal 5.- Ley de Dalton de las presiones parciales 6.- Teoría cinética molecular de los gases 7.- Efusión y difusión moleculares: Ley de efusión de Graham 8.- Gases reales: desviación del comportamiento ideal 9.- Plasma 1.- Estados de la materia Sólido: forma y volumen constantes Líquido: forma variable y volumen constante Gas: forma y volumen variables y densidades menores que sólidos y líquidos Gases a 25ºC y 1 atm Característicasfísicas físicasde delos losgases gases Características Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene Estado más comprensible de todos los que adopta la materia Varios gases se mezclan completamente cuando están en el mismo recipiente Densidad mucho menor que la de los sólidos y los líquidos Elementos que existen como gases a 25ºC y 1 atm 2.- Presión de un gas Unidades de presión Presión = Fuerza Área 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa Barometer Manómetros 3.- Leyes de los gases 3.1.- Ley de Boyle: Presión-Volumen Constantes Temperatura Cantidad de materia Al aumentar P (h), V disminuye P frente a 1/V P x V = constant P1 x V1 = P2 x V2 3.2.- Ley de Charles y Gay-Lussac: Temperatura-Volumen Tubo capilar Constantes Mercurio Gas Al aumentar T , V aumenta V frente a T V = constante x T V1/T1 = V2/T2 Temperatura debe expresarse en grados Kelvin T (K) = t (0C) + 273.15 Presión Cantidad de materia 3.3.- Ley de Avogadro: Volumen-Cantidad de materia V frente a number of moles (n) V = constante x n V1/n1 = V2/n2 Constantes Presión Temperatura 3.4.- Ecuación del gas ideal Ley de Boyle: V α 1 (n yT constantes) P Ley de Charles: V α T (n y P constantes) Ley de Avogadro: V α n (P y T constantes) nT Vα P nT nT V = constante x =R P P R constante de los gases PV == nRT nRT PV Gasideal ideal Gas Gashipotético hipotéticocuyo cuyocomportamiento comportamientode deP, P,TTyyVVse sepuede puededescribir describir Gas completamentecon conla laecuación ecuaciónde delos losgases gasesideales ideales completamente Características de un gas ideal Sus moléculas o átomos no se atraen o se repelen entre sí Su volumen es despreciable en comparación con el recipiente que los contiene Condiciones normales de presión y temperatura T=0 0C P=1 atm 1 mol de gas ocupa 22,414 L PV = nRT R= PV nT (1 atm)(22.414L) = (1 mol)(273.15 K) R = 0.082057 L • atm / (mol • K) Densidad (d) PM m d= = V RT m, masa de gas en gramos M, masa molar del gas Masa molar (M) de un gas dRT M= P d, densidad del gas en g/L 4.- Ley de Dalton de las presiones parciales Ley de Dalton de las presiones parciales la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera sólo V and T are constant P1 P2 Ptotal = P1 + P2 Consideremos dos gases A y B contenidos en un volumen V. nART PA = V nA número de moles de A nBRT PB = V nB número de moles de B PT = PA + PB PA = XA PT nB nA XB = XA = nA + nB nA + nB PB = XB PT PPii == XXiiPPTT 5.- Teoría cinética molecular de los gases 1. Un gas está compuesto por moleculas que están separadas unas de otras por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. 2. Las moléculas de un gas están en constante movimiento en direcciones aleatorias y con frecuencia chocan una con otra en choques perfectamente elásticos, por lo que la energía cinética se transfiere de una molécula a otra por medio de colisiones y se mantiene constante la energía total del sistema. 3. Las moléculas de los gases no ejercen entre si fuerzas de atracción o repulsión. 4. La energía promedio de las moléculas es proporcional a la T del gas en grados K. La presión es el resultado de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente que contiene al gas. Depende la frecuencia de las colisiones por unidad de área y de la fuerza con la que las moléculas golpean las paredes. La temperatura de un gas es una medida de la Ec del promedio de las moléculas Ec = 1 mu2 2 Teoríacinética cinéticayyleyes leyesde delos losgases gases Teoría • • • • • Compresibilidad. Las moléculas en fase gaseosa se encuentran separadas grandes distancias. Ley de Boyle P α frecuencia de colisiones con las paredes Frecuencia de colisiones α Densidad numérica Densidad numérica α 1/V P α 1/V Ley de Charles P α frecuencia de colisiones con las paredes Frecuencia de colisiones α energía cinética promedio de las moléculas de gas Energía cinética promedio α T PαT Ley de Avogadro P α frecuencia de colisiones con las paredes Frecuencia de colisiones α Densidad numérica Densidad numérica α n Pαn Ley de Dalton de las presiones parciales Las moléculas no se atraen o se repelen entre si P ejercida por un tipo de moléculas no está afectada por la presencia de otro gas Ptotal = ΣPi Distribuciónde delas lasvelocidades velocidadesmoleculares moleculares Distribución Distribución de la velocidad de tres gases diferentes a la misma temperatura Distribución de la velocidad de las moléculas de nitrógeno gas a tres temperaturas diferentes urms = 3RT M 6.- Efusión y difusión moleculares: Ley de efusión de Graham Efusión Efusión Efusión Escape de moléculas de un gas a través de un agujero diminuto hacia un espacio evacuado Ley de efusión de Graham La tasa de efusión es inversamente proporcional a la raiz cuadrada de su masa molar Supongamos dos gases con la misma presión y temperatura y en recipientes con agujeros diminutos idénticos r1 r2 = M2 r1 y r2, tasas de efusión de los gases 1 y 2 M1 y M2 masas molares de los gases 1 y 2 M1 El gas más ligero efunde más rápidamente Cuanto mayor sea la velocidad cuadrática media, mayor será la probabilidad de que la molécula salga por el agujero Difusión Difusión Difusión Mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas Las moléculas van de una región de mayor concentración a otra de menor Las colisiones entre las moléculas retardan la velocidad de desplazamiento El gas más ligero difunde antes que el pesado NH4Cl NH3 17 g/mol HCl 36 g/mol 7.- Gases reales: desviación de comportamiento ideal Características de un gas ideal Sus moléculas o átomos no se atraen o se repelen entre sí Su volumen es despreciable en comparación con el recipiente que los contiene Sin embargo, los gases se licúan Existen fuerzas intermoleculares que apartan de la idealidad a los gases 1 mol de gas ideal PV = nRT n= PV Fuerzas de repulsión = 1.0 RT Fuerzas de atracción P≤5atmBGAS IDEAL P≥5atmBGAS REAL Correcciónde dela laecuación ecuacióndel delgas gasideal ideal Corrección Presión Las fuerzas intermoleculares entre las moléculas suavizan el impacto de las moléculas contra la pared La presión del gas real será menor que la del gas ideal Pideal=Preal+ an2 a, cte n, moles V, volumen V2 Las interacciones moleculares dependen de la frecuencia con que se acercan dos moléculas Al número de encuentros aumenta con (n/V)2, ya que la presencia de cada una de las moléculas en una región determinada es proporcional a n/V Volumen Si V es el volumen del recipiente (PV=nRT) , el volumen efectivo es V-nb, donde nb es el volumen ocupado por n moles de gas Ecuación de van der Waals Gas no ideal (P+ an2 V2 )(V-nb)=nRT 8.-Plasma Plasma Estado en el que la materia es una mezcla gaseosa de iones positivos y electrones -99% de la materia del Universo -Estado altamente energético -Elevadas temperaturas y presiones -Materia de las estrellas
