Gases

1. Gases
Capítulo 5
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2. Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera
5.1

3. 5.1

4. Características físicas de los gases
 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

5. Fuerza
Presión = Área
Unidades de presión Presión
atmosférica
1 pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa
Barómetro
5.2

6. Columna
de aire
10 millas 0.2 atm
4 millas 0.5 atm
Nivel del mar 1 atm
5.2

7. Manómetros usados para medir las presiones de los gases
Vacío
Gas Gas
5.2

8. Aparato para estudiar la relación
entre presión y volumen de un gas
Como P (h) Aumenta V Disminuye
5.3

9. Ley de Boyle
P α 1/V
A temperatura constante,
P x V = constante
cantidad constante de
P1 x V1 = P2 x V2 gas
5.3

10. 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 P2 = ?
V1 = 946 mL V2 = 154 mL
P1 x V1 726 mmHg x 946 mL
P2 = = = 4460 mmHg
V2 154 mL
5.3

11. Expansión y contracción del gas
Tubo
capilar
Mercurio
Temperatura Temperatura
baja alta
Como T Aumenta V Disminuye 5.3

12. Variación del volumen de gas con la temperatura
a presión constante
Ley de
Charles y
Gay-Lussac
VαT La temperatura será
V = constante x T en escala Kelvin
V1/T1 = V2/T2 T (K) = t (0C) + 273.15 5.3

13. 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/T1 = V2/T2
V1 = 3.20 L V2 = 1.54 L
T1 = 398.15 K T2 = ?
V2 x T1 1.54 L x 398.15 K
T2 = = = 192 K
V1 3.20 L
5.3

14. Ley de Avogadro
V α número de moles (n)
A temperatura
V = constante x n constante, presión
constante
V1/n1 = V2/n2
moléculas molécula moléculas
moles mole moles
volúmenes volumen volúmenes
5.3

15. 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

16. Ecuación del gas ideal
Ley de Boyle : V α 1 (a n y T constante)
P
Ley de Charles : V α T (a n y P constante)
Ley de Avogadro : V α n (a P y T constante)
nT
Vα
P
nT nT
V = constante x =R R es la constante de gas
P P
PV = nRT
5.4

17. Las condiciones 0 0C y 1 atm son llamadas
temperatura y presión estándar (TPE).
Los experimentos muestran que a TPE, 1 mol de
un gas ideal ocupa 22.414 L.
PV = nRT
PV (1 atm)(22.414L)
R= =
nT (1 mol)(273.15 K)
R = 0.082057 L • atm / (mol • K)
5.4

18. ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de
HCl a TPE?
T = 0 0C = 273.15 K
P = 1 atm
PV = nRT 1 mol HCl
nRT n = 49.8 g x = 1.37 mol
V= 36.45 g HCl
P
L•atm
1.37 mol x 0.0821 mol•K
x 273.15 K
V=
1 atm
V = 30.6 L
5.4

19. 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
nR
= P = constante P1 = 1.20 atm P2 = ?
V T
T1 = 291 K T2 = 358 K
P1 P2
=
T1 T2
T2
P2 = P1 x = 1.20 atm x 358 K = 1.48 atm
T1 291 K
5.4

20. Cálculos de densidad (d)
m = PM m es la masa del gas en g
d=
V RT M es la masa molar del gas
Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa
dRT
M= d es la densidad del gas en g/L
P
5.4

21. Estequiometría de los gases
Cantidad de Moles de Moles de Cantidad de
reactivo gramos reactivo producto reactivo gramos
o volumen o volumen
¿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
1 mol C6H12O6 6 mol CO2
5.60 g C6H12O6 x x = 0.187 mol CO2
180 g C6H12O6 1 mol C6H12O6
L•atm
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K
nRT mol•K
V= = = 4.76 L
P 1.00 atm
5.5

22. Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son
constantes
Combinación
de gases
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
5.6

23. Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un
recipiente de volumen V.
nART
PA = nA es el número de moles de A
V
nBRT nB es el número de moles de B
PB =
V
nA nB
PT = PA + PB XA = XB =
nA + nB nA + nB
PA = XA PT PB = XB PT
Pi = Xi PT
5.6

24. 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 PT = 1.37 atm
0.116
Xpropano = = 0.0132
8.24 + 0.421 + 0.116
Ppropano = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm
5.6

25. 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

26. Botella llenándose con
oxígeno gaseoso
Botella llena de agua Botella llena de
lista para colocarse oxígeno gaseoso y
en la tina de plástico vapor de agua
2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)
PT = PO2 + PH 2O
5.6

27. Teoría cinética de los gases y…
• Compresibilidad de los gases
• Ley de Boyle
P α velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión α densidad numérica
Densidad numérica α 1/V
P α 1/V
• Ley de Charles
P α velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión α energía cinética promedio de
las moléculas de gas
Energía cinética promedio α T
PαT
5.7

28. Teoría cinética de los gases y…
• Ley de Avogadro
P α velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión α densidad numérica
Densidad numérica α n
Pαn
• 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 = ΣPi
5.7

29. Aparato para estudiar la distribución de la velocidad
molecular
A la bomba de vacío
Motor
Moléculas
lentas
Horno Moléculas
rápidas
Detector
Alternador con
Moléculas
rendija giratoria con velocidad Detector
promedio
5.7

30. Velocidad molecular
La distribución de las velocidades
de tres diferentes gases
a la misma temperatura
Velocidad molecular
Velocidad molecular
La distribución de las velocidades
para moléculas de gas nitrógeno
a tres temperaturas diferentes
urms = √ 3RT
M
Velocidad molecular 5.7

31. Difusión de gas es la mezcla gradual de las moléculas de un
gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades
cinéticas.
NH4Cl
NH3 HCl
17 g/mol 36 g/mol
5.7

32. Desviación del comportamiento ideal
1 mol de gas ideal
Fuerzas de repulsión
PV = nRT
PV = 1.0
n= Gas ideal
RT
Fuerzas de atracción
5.8

33. Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión
ejercida por un gas
5.8