Capítulo 5 Química 1 Gases PDF

Capítulo 5 Gases ❖ M. Laura López, PhD https://www.thoughtco.com/  Introducción ❖ Los cambios de estado son descritos como cambios físicos. ❖ Durante un cambio físico de estado muchas propiedades pueden cambiar.  Concepto del G...

Capítulo 5 Gases ❖ M. Laura López, PhD https://www.thoughtco.com/  Introducción ❖ Los cambios de estado son descritos como cambios físicos. ❖ Durante un cambio físico de estado muchas propiedades pueden cambiar.  Concepto del Gas Ideal ❖ Un gas ideal es un modelo de la forma en que las partículas de gas (moléculas o átomos) se comportan a nivel molecular/atómico. ❖ Cuando se habla de gases se pueden tomar medidas de: ❖ Temperatura (T) ❖ Volumen (V) ❖ Presión (P) ❖ Cantidad de sustancia (n – moles)  Presión ❖ La presión de un gas es el resultado de la fuerza ejercida por las colisiones de partículas con las paredes del contenedor donde éstas se encuentren. F P= A ❖ La presión se define como fuerza por unidad de área.  Barómetro ❖ Instrumento inventado por Evangelista Torricelli. ❖ Utilizado para medir la presión atmosférica. ❖ Unidades comunes de presión: ❖ atmósfera (atm) ❖ torr ❖ pascal (Pa)  Unidades de Presión ❖ Equivalencias para 1 atm: ❖ 1 atm = 760 mmHg ❖ 1 atm = 760 torr ❖ 1 atm = 76.0 cm Hg ❖ 1 atm = 29.9 pulgadas Hg ❖ 1 atm = 14.7 psi (libras por pulgada cuadrada) ❖ 1 atm = 1.01325 x 105 Pa = 101.325 kPa ❖ Pascales ❖ 1 Pa = 1 N/m2 ❖ Bar ❖ 1 bar = 105 Pa = 100 kPa ❖ La presión atmosférica al nivel del mar es 1 bar  Práctica 1 Exprese las siguientes medidas de presión en unidades de atm. 725 mmHg 95 psi 555 torr  Teoría Cinético – Molecular de los Gases ❖ Basada en los estudios de Bernoulli (s. XVIII), Boltzmann y Maxwell (s. XIX). ❖ Teoría físico – química que provee una explicación del comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases. ❖ Constituida por cinco (5) postulados.  Teoría Cinético – Molecular de los Gases Postulados 1. Los gases están formados por pequeños átomos o moléculas que están en movimiento constante, aleatorio y lineal. 2. La distancia de separación es muy grande en comparación con el tamaño de los átomos o moléculas individuales. ❖ El gas es principalmente espacio vacío. 3. Todas las partículas de gas se comportan de forma independiente. ❖ No existen fuerzas atractivas o repulsivas entre ellos  Teoría Cinético – Molecular de los Gases Postulados 4. Las partículas de gas chocan entre sí y con las paredes del contenedor sin perder energía. ❖ La energía se transfiere de un átomo o molécula a otro. ❖ Estas colisiones causan cambios aleatorios en la dirección. 5. La energía cinética promedio de los átomos o moléculas aumenta o disminuye en proporción a la temperatura absoluta. ❖ A medida que la temperatura aumenta, la velocidad de la partícula (energía cinética) también aumenta  Propiedades de los Gases ❖ Son fácilmente comprimibles porque un gas es mayormente espacio vacío. ❖ Se pueden expandir porque se mueven libremente con suficiente energía. ❖ Poseen densidades bajas porque son mayormente espacio vacío. ❖ Ejercen presión en donde se encuentran debido a las colisiones de las partículas de gas.  Propiedades de los Gases ❖ Se pueden difundir a través de otros gases porque están en continuo movimiento. ❖ Moléculas livianas se difunden más rápido que moléculas pesadas. ❖ Los gases se comportan idealmente a presiones bajas y temperaturas altas. ❖ A temperaturas altas, los átomos y moléculas están en mayor movimiento lo que provoca mayores interacciones. ❖ A presiones bajas la distancia promedio entre los átomos o moléculas es mayor, minimizando las interacciones.  Ley de Boyle ❖ Expresa la relación entre el volumen y la presión de un gas cuando se mantiene constante la temperatura y la cantidad de gas (moles). ❖ Relación inversa entre el volumen y la presión  Ley de Boyle ❖ Relación entre presión y volumen de un gas  Ley de Boyle ❖ El producto de la presión (P) y el volumen (V) es igual a una constante (k). PV = k ❖ Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o P) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación:  Ejemplo 1 Una muestra de oxígeno, a 25 oC, ocupa un volumen de 5.00 x 102 mL a 1.50 atm de presión. Determine la presión que se debe aplicar para comprimir el gas a un volumen de 1.50 x 102 mL a una temperatura constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Boyle porque se indica que la T permanece constante y no hay cambios en el número de moles. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados.  Ejemplo 1 – continuación Una muestra de oxígeno, a 25 oC, ocupa un volumen de 5.00 x 102 mL a 1.50 atm de presión. Determine la presión que se debe aplicar para comprimir el gas a un volumen de 1.50 x 102 mL a una temperatura constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver.  Práctica 2 Una muestra de gas a 25 oC y 3.0 atm es comprimida a un volumen de 1.0 L y 15.0 atm. Determine el volumen de la muestra de gas a 3.0 atm. Una muestra de Cl2 ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 760 mmHg. Calcule la presión del gas (en atm) si el volumen se reduce a 154 mL y la temperatura permanece constante.  Práctica 3 Complete la información solicitada en la siguiente tabla.  Ley de Charles ❖ Expresa la relación entre el volumen y temperatura absoluta (K) de un gas cuando se mantiene constante la presión y la cantidad de gas (moles). ❖ Relación directa entre el volumen y la temperatura.  Ley de Charles ❖ Relación entre volumen y temperatura de un gas V =k T VαT ❖  Ley de Charles ❖ El producto del volumen (V) y la temperatura (K) es igual a una constante (k). V T= k ❖ Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o T) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación:  Ejemplo 2 Un globo llenado con He tiene un volumen de 4.0 x 103 L a 25 oC. Determine el volumen que ocupa el He a 50 oC si la presión de los alrededores permanece constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Charles porque se indica que la P permanece constante y no hay cambios en el número de moles. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados.  Ejemplo 2 – continuación Un globo llenado con He tiene un volumen de 4.0 x 103 L a 25 oC. Determine el volumen que ocupa el He a 50 oC si la presión de los alrededores permanece constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver.  Práctica 4 Una muestra de CO2 ocupa 3.20 L a 125 °C. Calcule la temperatura (en K) a la cual el gas ocupará un volumen de 1.54 L si la presión se mantiene constante.  Ley de Avogadro ❖ Expresa la relación entre el volumen y la cantidad de gas (moles) cuando se mantiene constante la presión y la temperatura. ❖ Relación directa entre el volumen y la cantidad de gas. Vαn ❖ Volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen igual número de moléculas. Ley de Avogadro  Ley de Avogadro ❖ El producto del volumen (V) y la número de moles (n) es igual a una constante (k). V =k n ❖ Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o n) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación:  Ejemplo 3 Si 5.50 moles de CO ocupan 20.6 L, cuántos litros (L) ocupan 16.2 moles de CO a temperatura constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Avogadro porque se indica que la T permanece constante y no hay cambios en P. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados.  Ejemplo 3 – continuación Si 5.50 moles de CO ocupan 20.6 L, cuántos litros (L) ocupan 16.2 moles de CO a temperatura constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver.  Práctica 5 Una muestra de 1.00 mol del gas hidrógeno ocupa 22.4 L. ¿Cuántos moles de hidrógeno son necesarios para llenar un contener de 100.0 L a una misma temperatura y presión?  Volumen molar de un gas El volumen ocupado por 1 mol de cualquier gas a condiciones estándares de temperatura y presión se conoce como volumen molar. A condiciones estándares de presión y temperatura (STP) el volumen molar de cualquier gas es 22.4 L. Condiciones STP se definen como: T = 273 K (equivalente a 0 oC) P = 1 atm  Ley de Gas Ideal Expresa como el volumen de un gas cambia con la presión, la temperatura y el número de moles. Un gas cumple con comportamiento ideal siempre que se trabaje a presiones bajas y temperaturas altas.  Ley de Gas Ideal _ _ Unidades _ P (atm) V (L) n (moles) T (K) PV = nRT Constante de Gases Ideales Constante de Gases Ideales (Valores)  Ejemplo 4 Determine el número de moles de He en un globo de 1.00 L a 27 oC y 1.00 atm de presión. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley del Gas Ideal Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados.  Ejemplo 4 Determine el número de moles de He en un globo de 1.00 L a 27 oC y 1.00 atm de presión. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver.  Práctica 6 El oxígeno utilizado en hospitales y laboratorios a menudo se obtiene de cilindros que contiene oxígeno licuado. Si un cilindro contiene 1.00 kg de oxígeno líquido, cuántos litros (L) de oxígeno se pueden producir a 780 mmHg de presión a una temperatura de 20.0 oC.  Práctica 7: Aplicación Ley del Gas Ideal y Estequiometría de reacción La azida de sodio se utiliza en los “air bags” de los automóviles. El impacto de un choque provoca la descomposición de la azida de sodio según la siguiente reacción. 2NaN3 (s) 2 Na(s) + 3 N2(g) Calcule el volumen de N2 que se genera cuando reaccionan 5.0 g de NaN3 (65.02 g/mol) a 35 oC y 1.10 atm.  Práctica 8 Determine el volumen (en mL) ocupado por 1 mol del gas metano (CH4) a 25 oC y 1 atm de presión. Determine la masa (en g) de N2 requerida para llenar un globo de 3.0 L a 100 oC y una presión de 700 mmHg.  Ley efusión de Graham Expresa la relación inversa entre la velocidad de efusión de un gas y la raíz cuadrada de su masa molar. Ley efusión de Graham  Práctica 9 Determine la razón de efusión de los gases He (4.00 g/mol) respecto a SO2 (64.07 g/mol), a la misma temperatura y presión. Respuesta : 4.00  Ley de Presiones Parciales de Dalton En una mezcla de gases a volumen y temperatura constante, la presión total de un sistema es la suma de las presiones parciales de los gases que lo componen.