el estado gaseoso
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GASES
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Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera
5.1
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5.1
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Los gases adoptan el volumen y forma del recipiente que los contiene.
Se consideran los más compresibles de los estados de la materia.
Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan uniforme y completamente.
Cuentan con densidades mucho menores que los líquidos y sólidos.
5.1
Características físicas de los gases
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Unidades de presión
1 pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa
5.2Barómetro
Presión = FuerzaÁrea
Presiónatmosférica
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Nivel del mar 1 atm
4 millas 0.5 atm
10 millas 0.2 atm
5.2
Columnade aire
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5.2
Manómetros usados para medir las presiones de los gases
GasGas
Vacío
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5.3
Como P (h) Aumenta V Disminuye
Aparato para estudiar la relación entre presión y volumen de un gas
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P 1/V
P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
5.3
Ley de Boyle
A temperatura constante,cantidad constante de gas
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Una muestra de gas del cloro ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg. ¿Cuál es la presión del gas (en mmHg) si el volumen está reducido a temperatura constante de 154 mL?
P1 x V1 = P2 x V2
P1 = 726 mmHg
V1 = 946 mL
P2 = ?
V2 = 154 mL
P2 = P1 x V1
V2
726 mmHg x 946 mL154 mL
= = 4460 mmHg
5.3
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Como T Aumenta V Disminuye 5.3
Expansión y contracción del gas
Tubocapilar
Mercurio
Temperaturabaja
Temperaturaalta
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Variación del volumen de gas con la temperaturaa presión constante
5.3
V T
V = constante x T
V1/T1 = V2/T2T (K) = t (0C) + 273.15
Ley de
Charles y
Gay-Lussac
La temperatura seráen escala Kelvin
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Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa 3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará un volumen de 1.54 L si la presión permanece constante?
V1 = 3.20 L
T1 = 398.15 K
V2 = 1.54 L
T2 = ?
T2 = V2 x T1
V1
1.54 L x 398.15 K3.20 L
= = 192 K
5.3
V1/T1 = V2/T2
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Ley de Avogadro
V número de moles (n)
V = constante x n
V1/n1 = V2/n2
5.3
A temperaturaconstante, presiónconstante
moléculas
volúmenes
molécula
molesmole
moléculas
volúmenesvolumen
moles
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El amoniaco se quema en oxígeno para formar óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión?
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
1 mole NH3 1 mole NO
A T y P constante
1 volumen NH3 1 volumen NO
5.3
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Ecuación del gas ideal
5.4
Ley de Charles : V T(a n y P constante)
Ley de Avogadro : V n(a P y T constante)
Ley de Boyle : V (a n y T constante)1P
V nT
P
V = constante x = RnT
PnT
PR es la constante de gas
PV = nRT
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Las condiciones 0 0C y 1 atm son llamadas temperatura y presión estándar (TPE).
PV = nRT
R = PVnT
=(1 atm)(22.414L)
(1 mol)(273.15 K)
R = 0.082057 L • atm / (mol • K)
5.4
Los experimentos muestran que a TPE, 1 mol de un gas ideal ocupa 22.414 L.
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¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de HCl a TPE?
PV = nRT
V = nRTP
T = 0 0C = 273.15 K
P = 1 atm
n = 49.8 g x 1 mol HCl36.45 g HCl
= 1.37 mol
V =1 atm
1.37 mol x 0.0821 x 273.15 KL•atmmol•K
V = 30.6 L
5.4
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El argón es un gas inerte usado en las bombillas para retardar la vaporización del filamento. Una cierta bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18 °C se calienta a 85 °C a volumen constante. ¿Cuál es la presión final del argón en la bombilla (en atm)?
PV = nRT n, V y R son constantes
nRV
= PT
= constante
P1
T1
P2
T2
=
P1 = 1.20 atm
T1 = 291 K
P2 = ?
T2 = 358 K
P2 = P1 x T2
T1
= 1.20 atm x 358 K291 K
= 1.48 atm
5.4
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Cálculos de densidad (d)
d = mV =
PMRT
m es la masa del gas en g
M es la masa molar del gas
Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa
dRTP
M = d es la densidad del gas en g/L
5.4
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Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00 atm cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la reacción?:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
5.60 g C6H12O6
1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
x6 mol CO2
1 mol C6H12O6
x = 0.187 mol CO2
V = nRT
P
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 KL•atmmol•K
1.00 atm= = 4.76 L
5.5
Cantidad de reactivo gramos
o volumen
Moles dereactivo
Moles deproducto
Cantidad de reactivo gramos
o volumen
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Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son constantes
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
5.6
Combinación
de gases
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Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un recipiente de volumen V.
PA = nART
V
PB = nBRT
V
nA es el número de moles de A
nB es el número de moles de B
PT = PA + PB XA = nA
nA + nB
XB = nB
nA + nB
PA = XA PT PB = XB PT
Pi = Xi PT
5.6
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Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de CH4, 0.421 moles de C2H6, y 0.116 moles de C3H8. Si la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuál es la presión parcial del propano (C3H8)?
Pi = Xi PT
Xpropano = 0.116
8.24 + 0.421 + 0.116
PT = 1.37 atm
= 0.0132
Ppropano = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm
5.6
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Teoría cinética molecular de los gases
1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable.
2. Las moléculas de los gases están en movimiento constante en direcciones aleatorias. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas.
3. Las moléculas de gas no ejercen fuerzas atractivas ni repulsivas entre sí.
4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Cualquiera de los dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. 5.7
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2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)
Botella llena de oxígeno gaseoso y vapor de agua
PT = PO + PH O2 2 5.6
Botella llenándose con oxígeno gaseoso
Botella llena de agua lista para colocarse en la tina de plástico
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Teoría cinética de los gases y…
• Compresibilidad de los gases
• Ley de Boyle
P velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión densidad numéricaDensidad numérica 1/VP 1/V
• Ley de CharlesP velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión energía cinética promedio de las moléculas de gas
Energía cinética promedio T
P T5.7
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Teoría cinética de los gases y…
• Ley de Avogadro
P velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión densidad numéricaDensidad numérica nP n
• Ley de Dalton de las presiones parciales
Las moléculas no se atraen o repelen entre sí
P ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la presencia de otro gas
Ptotal = Pi
5.7
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Aparato para estudiar la distribución de la velocidad molecular
5.7
Moléculas
lentasMoléculas
rápidas
Motor
A la bomba de vacío
Detector
Alternador con
rendija giratoria
Horno
DetectorMoléculas
con velocidadpromedio
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La distribución de las velocidadespara moléculas de gas nitrógeno
a tres temperaturas diferentes
La distribución de las velocidadesde tres diferentes gasesa la misma temperatura
5.7
urms = 3RTM
Velocidad molecular
Velocidad molecular
Vel
oci
da d
mo
lec u
l ar
Vel
oci
da d
mo
lec u
l ar
![Page 31: El Estado Gaseoso](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062305/5695d1271a28ab9b02955d07/html5/thumbnails/31.jpg)
Difusión de gas es la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas.
5.7
NH3
17 g/molHCl
36 g/mol
NH4Cl
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Desviación del comportamiento ideal
1 mol de gas ideal
PV = nRT
n = PVRT
= 1.0
5.8
Fuerzas de repulsión
Fuerzas de atracción
Gas ideal
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Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión ejercida por un gas
5.8