Elementos que existen como gases a 25 ºC y 1 atm

Fórmula Nombre Características

HCN Cianuro de hidrógeno Muy tóxico, tenue olor a almendras amagas

HCl Cloruro de hidrógeno Tóxico, corrosivo, muy irritante

H2S Sulfuro de hidrógeno Muy tóxico, olor de huevos podridos

CO Monóxido de carbono Tóxico, incoloro, inodoro

CO2 Dióxido de carbono Incoloro, inodoro

CH4 Metano Incoloro, inodoro, inflamable

N2O Óxido nitroso Incoloro, olor dulce, gas de la risa

NO2 Dióxido de nitrógeno Tóxico, pardo rojizo, olor irritante

NH3 Amoniaco Incoloro, olor penetrante

SO2 Dióxido de azufre Incoloro, olor irritante

Algunos compuestos comunes que son gases

Propiedades de los gases

Columna de aire

Barómetro para medir la presión atmosférica

Presión atmosférica

Vacío

Extremo abierto

Manómetros para medir la presión de gases

Presión

Presión

Robert Boyle

Ley de Boyle

Ley de Boyle

Incrementar o disminuir el volumen de un gas a temperatura constante

Ley de Boyle

es constante

Ley de BoyleAumenta el volumenDisminuye el volumen

(Aumenta la presión) (Disminuye la presión)

Presión Presión

Ley de Boyle expresada gráficamente

Ley de Charles

Ley de Charles

(Disminuye el volumen) (Aumenta el volumen)

(Aumenta la presión)(Disminuye la presión)

es constante

es constante

Ley de Charles

Ley de Charles

Ley de Charles

Aumenta la temperatura

Aumenta la temperaturaDisminuye la temperatura

Disminuye la temperatura

Calentar disminuir la temperatura un gas a presión constante

Calentar o disminuir la temperatura de un gas a volumen constante

Volumen de un gas a diferentes presiones

Ley de Avogadro

Ley de Avogadro

es constante

Dependencia del volumen de la cantidad de un a presión y temperatura constantes

Agregar moléculas de gas

Retirar moléculas de gas

(Aumenta el volumen)

(Disminuye el volumen)

Válvula

Tanque de gas

Ley de Avogadro

P V = nRT

Si la temperatura = 273,15 K

el volumen = 22,4 L,

n= 1 mol

la presión = 1 atmosfera

R= 0,082 L atm / K mol

Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Avogadro

V 1/P V T V n

n, T constante n, P constante P, T constante

La constante de los gases, R

Vm = V/ n= (n RT/P) / n

Vm = RT/ P

El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 298 K es de

24,47 L / mol

El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 273 K es de

22,41 L / mol

Gas ideal

Argón

Nitrógeno

Dióxido de carbono

Oxígeno

Hidrógeno

Los volúmenes molares (en moles por litro) de varios gases a 0°C y 1 atm

Hidrógeno

Cloro

Densidad de los gases

Relación entre los volúmenes de gases en una reacción química

3 moléculas3 moles3 volúmenes

1 molécula1 mol1 volumen

2 moléculas2 moles2 volúmenes

P V = n R T

Ecuación del gas ideal

La ecuación del gas ideal es una ecuación de estado. Se llama ecuación de estado a una relación

matemática entre la temperatura, la presión y el volumen de una determinada cantidad de material.

Un gas que se comporta exactamente apegándose a la ecuación del gas ideal se denomina gas ideal.

Ley de Dalton de las presiones parciales

La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.

PT = PA + PBPT = nA RT + nB RT V V

PT = RT (nA + nB)

V

PT = nRT

V

PA nA RT / V

PT (nA + nB) RT / V=

nA

(nA + nB)= XA=

Fracción molar del gas

Ley de Dalton de las presiones parciales

PA = XA PT

XA + XB nA

(nA + nB) =

nB

(nA + nB)+ 1=

Fracción molar

PB = XB PT

La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de todos

los componentes presentes.

5- La energía cinética promedio de una molécula es proporcional

a la temperatura absoluta.

1- Un gas está compuesto de moléculas que están separadas

por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones.

2- Los moléculas se mueven al azar pero en línea recta en

todas las direcciones a velocidades variables.

3- Las fuerzas intermoleculares (repulsión y atracción) son

débiles ó despreciables, salvo en el momento de la colisión.

4- Cuando las moléculas chocan, las colisiones son elásticas.

Postulados

Moléculas puntuales

Desplazamiento en línea recta

Cambio de dirección y de velocidad al

chocar

Moléculas muy separadas

Energía cinética y temperatura

m = masa de la molécula

u2 = velocidad cuadrática mediaEC = ½ mu2

EC T

½ mu2 T

½ mu2 = C T

La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas.

5- Ley de Dalton de las presiones parciales.

1- Compresibilidad de los gases.

2- Ley de Boyle.

3- Ley de Charles.

4- Ley de Avogadro.

Aplicación a las leyes de los gases

Presión Presión

Distribución de las velocidades moleculares

Velocidad molecular relativa

Nú

mer

o de

mol

écu

las

Distribución de velocidades de

Maxwell

Alternador con rendija

Horno

Motor

A la bomba de vacío

Moléculas lentas Moléculas

rápidas

Moléculas con velocidad promedio

Dispositivo para estudiar la distribución de la velocidad molecular

CO2

O2

N2

H2

H2O

Temperatura 20 C

Velocidad media = √ T/ Mm

44 g/mol32 g/mol28 g/mol18 g/mol 2 g/mol

Mm

410 m/s 480 m/s 515 m/s 640 m/s 1930 m/s

Velocidad media

Nú

mer

o d

e m

olé

cula

s

Nú

mer

o d

e m

olé

cula

s

Velocidad molecular (m/s) Velocidad molecular (m/s)

Gases a diferentes temperaturas

Difusión y efusión

Efusión

Velocidad de efusión 1- área del orificio2- nº de moléculas por unidad de volumen

Orificio pequeño

Gas Vacío

Ley de Graham

Difusión

Camino recorrido por

una sola molécula

Fac

tor

de c

ompr

esió

n, Z

Presión, atm

Perfecto

Z =P Vm / RT

Un gas ideal tiene un Z >1 o =1 para todas las presiones. Para estos gases la repulsión es mas importante que la atracción. El volumen molar es mayor que el esperado.

La mayoría de los gases como el amoniaco, tienen Z < 1 a bajas presiones. Para estos gases la atracción es mas importante que la repulsión. El volumen molar es menor que el esperado.

Gases reales

La ecuación de van der Waals

nRT n2 a

V -nb V2P

Corrección por el volumen de las

moléculas

Corrección por las atracciones moleculares

P an2 (V - nb) = nRT V2

+

AmoniacoArgónBencenoDióxido de carbonoCloroEtanoHidrógenoSulfuro de hidrógenoOxígenoAgua

Parámetros de van der Waals

Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.

Capítulo 5. Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulo 5. http://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases

Bibliografía