Química General. Cap. 3: Gases. Departamento de Química. Universidad Nacional Experimental del Táchira (UNET) San Cristóbal 2007


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1 Química General Departamento de Química Cap. 3: Gases Universidad Nacional Experimental del Táchira (UNET) San Cristóbal 2007

2 Propiedades de los Gases: Presión del Gas Presión del gas Fuerza (N) P (Pa) = Area (m2 )

3 Presión de un Líquido h g d A A h g d A g d V A g d V A m g A peso W A F P ) ( h A

4 Presión en un líquido P g. d. h Presión en este punto

5 Presión Barométrica Barómetro Presión Atmosférica Presión Atmosférica Estándard 1,00 atm 760 mm Hg 101,325 kpa La presión barométrica varia con la altura..

6 Manómetros P P P ΔP gas P bar gas bar P gas P bar ΔP a) Presión del gas igual a la presión barométrica. b) Presión del gas mayor a la presión barométrica. c) Presión del gas menor a la presión barométrica.

7 Las Leyes Elementales de los Gases. Boyle P V PV = constante Video

8 Ejemplo Relacionando el Volumen y la Presión de un gas Ley deboyle. Condiciones iniciales Condiciones finales P 1 V 1 = P 2 V 2 V 2 = P 1V 1 P 2 = 694 L V tanque = 644 L

9 Ley de Charles Charles 1787 V T V = b.t donde b (Constante) T (K) = T (ºC) + 273,15 Video

10 Condiciones Estándar (STP) Las propieades de los gases depende de las condiciones. Codiciones estándar de temperatura y presión (STP). P = 1 atm = 760 mm Hg T = 0 C = 273,15 K

11 Avogadro 1811 Ley de Avogadro Volúmenes iguales de gases tienen igual número de moléculas. Números iguales de moléculas de gases distintos, comparados con la mismas condiciones de temperatura y presión, ocupan volúmenes iguales. A una temperatura y presión dada, el volumen de una gas es directamente proporcional a a la cantidad de gas. V n

12 Ley de Avogadro A una temperatura y presión conocida: V n o V = c. n En condiciones estándar (STP) 1 mol de gas ocupa 22,4 L

13 Combinación de las leyes elementales de los gases: La ecuación de los gases ideales y la ecuación general de los gases. Ley de Boyle V 1/P Ley de Charles V T Ley de Avogadro V n V n.t P PV = nrt Ecuación de los gases ideales

14 La Constante de los Gases R = PV nt PV = nrt 1atm *22,4 L 1mol* 273,15 K = 0, L atm mol -1 K -1 = 8,3145 m 3 Pa mol -1 K -1

15 La Ecuación General de Los Gases 1 Al manómetro termómetro P R = = P 1 V 1 2V 2 n 1 T 1 n 2 T 2 Si la cantidad de gas y el volumen es constante: Baño de hielo P 1 T 1 = P 2 T 2 2 Al manómetro Calor termómetro Agua hirviendo

16 Determinación de la Masa Molar PV = nrt y n = m M PV = m M RT M = m RT PV

17 Ejemplo Determinación de la Masa Molar con la ecuación de los gases ideales.. Un recipiente de vidrio pesa 40,1305 g cuando está limpio, seco y vacío; su peso es 138,2410 g cuando está lleno con agua a 25 C (δ= g cm -3 ) y 40,2959 g cuando está lleno con gas propileno a 740,3 mm Hg y 24,0 C. Cuál es la Masa Molar del propileno? Estrategía: Determine V frasco. Determine m gas. Use la ecuación de los gases.

18 Ejemplo Determine V recipiente : V recipiente = m H / d 2O H = (138,2410 g 40,1305 g) / (0,9970 g.cm 2O -3 ) = 98,41 cm 3 = 0,09841 L Determine m gas : m gas = m R.lleno m R.vacío = (40,2959 g 40,1305 g) = 0,1654 g

19 Ejemplo Use la ecuación de los gases: PV = nrt PV = m M RT M = m RT PV M = (0,6145 g)(0,08206 L atm mol -1 K -1 )(297,2 K) (0,9741 atm)(0,09841 L) M = 42,08 g/mol

20 Densidad del gas PV = nrt y d = m V, n = m M PV = m M RT m = d = V MP RT

21 Ejemplo Usando la ecuación de los gases ideales en cálculos estequiométricos. La descomposición del NaN 3, a altas temperaturas produce N 2 (g). Esta reacción es usada en sistema de seguridad air-bag. Qué volumen de N 2 (g), medido a 735 mm Hg y 26 C, es producido cuando 70,0 g NaN 3 son descompuestos?. 2 NaN 3 (s) 2 Na(l) + 3 N 2 (g) Video

22 Ejemplo Determine los moles de N 2 : n = 70 g NaN 1 mol NaN N ,01 g N 3 /mol N 3 3 mol N 2 2 mol NaN 3 = 1,62 mol N 2 Determine el volumen de N 2 : nrt V = = P (1,62 mol)(0,08206 L atm mol -1 K -1 )(299 K) (735 mm Hg) 1,00 atm 760 mm Hg = 41,1 L

23 Mezcla de gases. La ley de los gases ideales es aplicable a las mezclas de gases. Simplemente se usa el término n total.

24 Ley de Dalton para presiones parciales Presión Parcial Cualquier componente de una mezcla gaseosa presenta una presión propia, la cual es igual a la presión que tendría si estuviera solo.

25 P tot = P a + P b + n tot = n a +n b +... V = V a = V b =. Presiones parciales T = t a = t b =... a b

26 Teoría Cinético-Molécular Las partículas gaseosas son puntos másicos, en movimiento constante, lineal y al azar. Las partículas están separadas por grandes distancias. Las colisiones son rápidas y elásticas. No hay fuerzas entre las partículas. La energía total permanece constante.

27 Presión y Velocidad Molecular u m Velocidad más probable (moda) u av Velocidad neta. u cm, Velocidad promedio

28 Presión Asumiendo un mol: PV=RT entonces: N A m = M: PV 3RT 3RT 1 3 N N A A M u m u m u Ordenando: u cm 3RT M R = 8,3145 Kg*m 2 *s -2 *mol -1 *K -1

29 Distribución de velocidades moleculares u cm 3RT M Video

30 Propiedades de los gases con respecto a la teoría cinético-molecular. Difusión Mezcla de moléculas distintas... Efusión Salida de moléculas de gas.

31 Ley de Graham velocidad velocidad de efusión A de efusión B (u (u cm cm ) ) A B 3RT/M A 3RT/MB M M B A Solo para gases a bajas a presiones (escape natural). Escape a través de orificios (no colisiones) No aplicable a la difusión. La relación usada puede ser: Relación de efusión. Velocidad molecular. Tiempos de efusión. Distancia recorrida por las moléculas Cantidad de gas efundido.

32 Gases Reales Factor de Compresibilidad PV/nRT = 1 Desviaciones que ocurren para los gases reales. PV/nRT > 1 Volumen molécular es significante. PV/nRT < 1 Fuerzas moleculares de atracción.

33 Gases Reales Factor de compresibilidad Los gases tienden a presentar comportamiento ideal a temp. altas y presiones bajas. Los gases tienden a presentar comportamiento no ideal a temp. bajas y presiones altas. Presión

34 Por que estos tanques poseen forma esférica?

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