Gases. Compuestos comunes que son gses a temperatura ambiente. Gases - propiedades macroscópicas

(1)

Dra. Patricia Satti, UNRN GASES

Gases

Dra. Patricia Satti, UNRN Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICAGASES

Las propiedades químicas de un gas

dependen de su naturaleza

(elementos que lo forman y

composición), sin embargo

todos los gases tienen

propiedades físicas

marcadamente similares.

Compuestos comunes que son gses a

temperatura ambiente

Fórmula

Nombre

Características

HCN

Cianuro de hidrógeno

Muy tóxico, tenue olor a almendras amargas

H

₂

S

Sulfuro de hidrógeno

Muy tóxico, olor a huevos podridos

CO

Monóxido de carbono

Tóxico, incoloro, inodoro

CO

₂

Dióxido de carbono

Incoloro, inodoro

CH

₄

Metano

Incoloro, inodoro, inflamable

C

₂

H

₄

Etileno

Incoloro, ayuda a madurar la fruta

C

₃

H

₈

Propano

Incoloro, gas de venta en tubos

N

₂

O

Óxido nitroso

Incoloro, olor dulce, gas hilarante

NO

₂

Dióxido de nitrógeno

Tóxico, pardo rojizo, olor irritante

NH

₃

Amoníaco

Incoloro, olor penetrante

SO

₂

Dióxido de azufre

Incoloro, olor irritante

Gases - propiedades macroscópicas

y

altamente compresibles

y

térmicamente expandibles

(del orden de 50 a 100 veces

mayor)

y

baja viscosidad

(baja resistencia a fluir)

y

infinitamente miscibles

(se mezclan entre sí en cualquier

proporción)

(2)

y

La estructura de los gases es interpretada por la

teoría cinético-molecular

y

La sustancia, en estado gaseoso, está constituida por

moléculas muy separadas entre sí, y tiene baja densidad.

y

Las moléculas están animadas de movimiento perpetuo,

trasladándose, dentro del volumen ocupado, en línea

recta en todas las direcciones y sentidos.

y

Hay choques de las moléculas contra las paredes del

recipiente y también entre sí (choques intermoleculares).

y

Las leyes de los gases ideales se dedujeron de la

teoría cinética en base a los dos primeros

supuestos.

y

Los gases ideales (o perfectos o

hipotéticos) cumplen con los siguientes

postulados:

y

Se componen de moléculas cuyo tamaño es

despreciable comparado con la distancia media

entre ellas.

y

Las fuerzas intermoleculares son débiles ó

despreciables, salvo en el momento de la colisión.

y

Cumplen con las leyes generales de los gases

y

Variables para describir gases: P, T, V, m

(ó n)

y

V: volumen

y

t: temperatura

y

P: presión

y

m: masa

y

n: número de moles

Ecuación de estado: F (V, n , T, P) = 0

Magnitudes para describir el estado gaseoso

Magnitudes

Unidades

Temperatura (T)

En los cálculos no se pueden utilizar escalas

como Celsius (centigrados) o Farenheit. Se

deben emplear escalas de temperaturas

absolutas (escala Kelvin)

temp en grados centigrados) + 273 = T en Kelvin

Presión (P)

Las unidades de presión más utilizadas y sus

equivalencias son

1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr = 1013,25 HPa

Volumen (V)

Si bien en SIMELA la unidad de volumen es el

m

3,

_{los volúmenes gaseosos se expresan en}

unidades de L o mL

(3)

Temperatura

y

Se utilizan mediciones en grados Kelvin (o

absolutos)

Presión

y

Se define como fuerza por unidad de área.

A

F

P

=

Presión

gh

A

Vg

A

mg

A

F

P

=

δ

=

δ

Unidades:

SI : Pascal (N / m2)

cgs: bar ó baria (dyna / cm2)

Presión atmosférica

y

Barómetro

y

Teniendo en cuenta que g = 9,8 m/s

2 _{, que la}

_{δ del}

mercurio es 13,6 g/cm3, si h = 760 mm

y

⇒ 1 atmósfera =

760 torr (o mmHg) = 1,013x10

5 _{Pa =}

1,013x10

5 _baria

(4)

Dra. Patricia Satti, UNRN Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICAGASES Dra. Patricia Satti, UNRN Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICAGASES

Manómetros de mercurio

Rama cerrada

Pgas= Pcol

Rama abierta

Pgas= Patm–Pcol

Pgas= Patm+Pcol

Leyes de los gases

Fundamento experimental

Leyes de los gases ideales

y

Se midieron propiedades físicas de gases en

diferentes condiciones cuidando siempre que el

gas se encontrara a:

y

temperaturas “altas”

(muy por sobre la

temperatura de

condensación del gas)

y

presiones “bajas”

(muy por debajo de la

presión de condensación del

gas)

(5)

Leyes de los gases ideales

y

Estas condiciones ( T “altas” y P “bajas”) se

conocen como condiciones ideales.

y

Las leyes de los gases se obtuvieron a

partir de los valores experimentales de

las propiedades medidas bajo las

condiciones señaladas

.

y

Por esta razón se las denomina leyes para

gases ideales.

Leyes de los gases ideales

y

Las propiedades físicas directamente medidas

fueron:

y

Los experimentos se diseñaron de tal manera que

se obtuviera información sobre la influencia de

una sola propiedad, manteniendo fijos (durante el

experimento) los valores de las otras propiedades.

Experimento de

Boyle-Mariotte (1662 y 1676)

y

Estudia la relación entre la presión y el volumen

de una cantidad de gas a temperatura fija.

y

El experimento consiste en mantener una masa

del gas a temperatura constante y medir el

volumen que ocupa el gas cuando se ejercen

distintas presiones o viceversa.

(6)

Ley de Boyle-Mariotte

t y n constantes

“Si un gas se mantiene a temperatura

constante, su volumen es inversamente

proporcional a su presión”

y

P V = constante

y

P = constante / V

y

P

₁

V

₁

= P

₂

V

₂

= constante

Ley de Boyle-Mariotte

t y n constantes

y

P = constante/ V

y = k /z

(ecuación de una hipérbola)

P

₁

V

₁

= P

₂

V

₂

= constante

Ley de Boyle-Mariotte

t y n constantes

y

P = constante . 1/ V

y = k . X

(7)

Ley de Boyle-Mariotte

t y n constantes

y

Los resultados del experimento de Boyle

indicaron que:

Cuando m y t se mantienen constantes

al aumentar la presión del gas su

volumen disminuye (y viceversa)

y

Por estar a t constante,

los valores de P y V

medidos dan origen a

ISOTERMAS

Ley de Boyle-Mariotte

t y n constantes

y

P = constante / V

isotermas

¿Y si los gases no son ideales?

Experimentos de Charles

y Gay-Lussac (1787 – 1803)

y

Estudian la relación entre la temperatura y el

volumen de una cantidad de gas a presión fija.

y

El experimento consiste en mantener una masa del

gas a presión constante y medir el volumen que

ocupa el gas cuando se somete a diferentes

temperaturas o viceversa.

y

Gay-Lussac estudió a posteriori la relación entre la

presión y la temperatura a volumen fijo

(8)

Relación entre T y V, a P y n ctes

y

V = f (T)

Ley de Charles y Gay-Lussac

P y n ctes

W. Thompson o Lord Kelvin

y¿Hay alguna

temperatura

donde V es 0?

Escala absoluta de temperaturas

y

Las curvas deberían cortarse en el mismo punto

a -273,15

o

_C

Ley de Charles y Gay-Lussac

P y n ctes

y

Los resultados del experimento de Charles

indican que:

Si un gas se

mantiene a presión

constante, su

volumen es

directamente

proporcional a la

temperatura

absoluta

(9)

Ley de Charles y Gay-Lussac

P y n ctes

V = constante . T

y = k . X

(ecuación de una recta)

V /T = constante

T en K

cte

T

V

T

V

₌

2

1

1 isobaras

Ley de Charles

P y n ctes

y

V = k . T Ecuación de una recta

V = V

_o

+ (α

_v

×V

_o

) T = V

_o

(1 + α

_v

× T)

α

_v

=

coeficiente de dilatación a presión constante

¿Y si los gases no son ideales?

2 da

Ley de Charles y Gay-Lussac o Ley

(10)

V = constante . T

isocoras

2 da

_{Ley de Charles y Gay-Lussac o Ley}

de Amontons

V y n ctes

Combinación de las leyes de los gases

Experimento de Avogadro

P y T ctes

El experimento consiste en mantener la presión

y temperatura fijas y medir el volumen que

ocupan,en esas condiciones, ciertas cantidades de gas.

“A presión y

temperatura

constantes,

volúmenes

iguales de gases

diferentes contienen

igual número de

moléculas”

Experimento de Avogadro

P y T ctes

“A presión y temperatura constantes volúmenes

iguales de gases diferentes contienen igual

número de moléculas”

V = cte x n

V = V

_m

x n

(11)

Gas ideal

Es aquel gas que cumple con las leyes de

los gases en todo intervalo de presión y

temperatura.

Ecuación de estado del gas ideal

P

₁

, V

₁

, T

₁

n cte

P

₂

, V

₂

, T

₂

P

₁

V

₁

= P

₂

V * ⇒ V*=P

₁

V

₁

/ P

₂

P

₁

, V

₁

, T

₁

isotérmico

P

₂

, V

₂

, T

₁

isobárico

P

₂

, V

₂

, T

₂

Combinación de las leyes de los gases

(n constante)

(12)

Ecuación de estado de gas ideal

yPermite calcular:

y

directamente cualquiera de las

propiedades del gas: n, T, P ó V, siempre

que se conozcan las otras tres

y

indirectamente cualquiera otra propiedad

del gas que se relacione con las

anteriores.

y

1) Determinación de la masa molecular de un

gas

y

2) Determinación de la densidad de un gas

Al calentar el aire la densidad es menor y el globo se eleva

Ecuación de estado de gas ideal

para mezcla de gases

y

Si se aplica a una mezcla de gases, el

significado de las propiedades es:

y

P = presión de la mezcla

y

T = temperatura de la mezcla

y

V = volumen de la mezcla (V del recipiente)

y

n = moles totales de gas en la mezclad

y

δ = densidad de la mezcla

y

M = masa molar de la mezcla

Mezcla de Gases

y

Como ejemplo, considérese una mezcla de tres gases: gas

A; gas B y gas C suponiendo que la mezcla de estos tres

gases contiene:

y

n

_A

moles de gas A

y

n

_B

moles de gas B

y

n

C

moles de gas C

y

La ecuación de estado para la mezcla

es

P V = n

_t

R T

y

Donde:

y

P es la presión de la mezcla

(presión total que ejercen los gases

que forman la mezcla)

y

n

_t

es el número total de molesde

gas en la mezcla:

(13)

Mezcla de Gases

y

La ecuación de estado de gas ideal se puede

aplicar a cada gas en forma individual.

Para gas A: P

_A

V = n

_A

R T

Para gas B: P

_B

V = n

_B

R T

Para gas C: P

_C

V = n

_C

R T

y

ya que cada gas ocupa todo el volumen V a T y

considerando que :

P

_A

es la presión que ejerce únicamente el gas A

P

_B

es la presión que ejerce únicamente el gas B

P

_C

es la presión que ejerce únicamente el gas C

Mezcla de Gases

y

Sumando las ecuaciones ecuaciones anteriores para los

gases por separado se obtiene:

(P

_A

+ P

_B

+ P

_C

) V = (n

_A

+ n

_B

+ n

_C

) R T

P

_A

= Presión parcial del gas A: presión que ejercería el gas

A si ocupara él solo el volumen del recipiente

Reemplazando n

_t

= n

_A

+ n

_B

+ n

_C

se obtiene:

(P

_A

+ P

_B

+ P

_C

) V = n

_t

R T

Comparando con la ecuación de estado para la mezcla:

P V = n

_t

RT

Se concluye que

_{P = P}

A

+ P

B

+ P

C

Mezcla de Gases

Ley de Dalton de las presiones parciales

y

“La presión total de una mezcla de gases que

no reaccionan entre sí es la suma de las

presiones parciales de los diferentes gases”.

Pt = P

_A

+ P

_B

Cada gas y la mezcla

ocupan el mismo V y

están a la misma T

Mezcla de Gases

Si la fracción molar de A es:

Dadas las ecuaciones P

_A

V = n

_A

R T y P V = n

_t

RT

Podemos concluir que

t

A

n

X

=

A

t

A

x

P

P =

(14)

Mezcla de Gases

y

o, lo que es lo mismo

La presión parcial de un gas en una

mezcla es igual al producto de su

fracción molar y la presión total de la

mezcla

t

A

x

P

=

*

Gases Reales

y

Los gases reales no cumplen con los

siguientes postulados

y

Los gases se componen de moléculas

cuyo tamaño es despreciable comparado

con la distancia media entre ellas

y

Las fuerzas intermoleculares son débiles o

despreciables salvo en el momento de la

colisión

Ecuación de Van del Waals

y

La ecuación de van der Waals fue presentada en

1873 como un perfeccionamiento semiteórico de la

ecuación de gas ideal

y

La constante b es la corrección por el volumen

ocupado por las moléculas, y el término a/V

2 _es

una corrección que toma en cuenta las fuerzas de

atracción intermolecular

nRT

nb

V

a

n

P

+

)(

−

)

=

(

2 ₂

y

Los valores de a y b

generalmente aumentan

al aumentar la masa

molecular y la

complejidad de la

estructura de la molécula.

y

Las moléculas más

grandes y masivas no

sólo ocupan un volumen

mayor, sino que también

suelen tener fuerzas de

atracción

intermoleculares más

grandes.

(15)

Licuación o licuefacción de los gases

y

Ningún gas puede ser licuado sin que se lo enfríe primero

por debajo de su temperatura crítica.

y

La presión necesaria para licuarlo será menor, cuanto más

se haya descendido la temperatura del gas.

y

Al enfriar una muestra de gas baja la Energía cinética de

modo que las moléculas se agregan y forman pequeñas

gotas de líquido.

y

De manera alternativa se puede aplicar presión al gas y la

compresión, al reducir el volumen reduce la distancia

promedio entre las moléculas de tal forma que se

mantienen unidas por atracción mutua

y

Los gases solo cumplen la ley de Boile-Mariott a

presiones bajas.

y

Al ir aumentando la presión se nota una desviación

progresivamente creciente hasta que empieza a

aparecer líquido condensado (punto A).

y

A partir de este momento una disminución

posterior de volumen apenas produce variación

alguna de presión si no simplemente un aumento

de la cantidad de líquido condensado.

y

Cuando todo el gas sea líquido (punto B) para

disminuir algo su volumen es necesario un gran

aumento de presión ya que la compresibilidad de

los líquidos es muy pequeña.

y

Los gases cumplen la ley de Boile-Mariott a presiones bajas.

y

Al ir aumentando la presión se nota una desviación

progresivamente creciente hasta que empieza a aparecer

líquido condensado (punto A).

y

Cuando todo el gas sea líquido

(punto B) para disminuir algo su

volumen es necesario un gran

aumento de presión ya que la

compresibilidad de los líquidos es

muy pequeña.

y

A partir de este momento una

disminución posterior de volumen

apenas produce variación alguna de

presión si no simplemente un aumento

de la cantidad de líquido condensado.

y

Si repetimos a temperaturas cada vez mayores el tramo recto

y horizontal de la curva que corresponde a presión cte se hace

cada vez más corto hasta que llega una temperatura para la

cual el trazo recto se reduce a un punto.

y

Las coordenadas en el

diagrama se denominan

presión y volumen crítico.

y

En el punto crítico las fases

líquida y gaseosa son

indistinguibles pudiendo pasar

de una a otra solo

modificando ligeramente la

presión o la temperatura.

y

Este punto se conoce como punto crítico, y su isoterma es la

temperatura critica.

(16)

yLa temperatura crítica, es aquella por encima de la

cual es imposible licuar un gas independientemente de

la presión a la que se encuentre.

y

Los gases que se hallan a temperatura menor que

la crítica suelen licuarse por compresión y se los

suele denominar vapores

y

A medida que se aumenta la

temperatura el líquido se

convierte en vapor hasta llegar

a gas

y

A la curva segmentada se la

llama curva de coexistencia

líquido-vapor

yPor encima de la isoterma de la temperatura crítica,

la sustancia solo existe como fluido supercrítico

Líquido

Gas

Líquido y Vapor

Fluido supercrítico

Teoría cinético- molecular

de los gases

Teoría cinético-molecular de los gases

y

Trata de establecer relaciones entre las

propiedades de las partículas que forman el gas

(átomos, moléculas, .. ) y las propiedades

macroscópicas que ya se conocían

y

La Teoría Cinético-Molecular de los gases fue

desarrollada a fines del siglo XIX, ppalmente

(17)

Teoría cinético-molecular de los gases

y

La Teoría cinético-molecular fue capaz de explicar

las leyes de los gases a las que habían llegado

Boyle, Avogadro, Charles y Gay-Lussac y Dalton

empíricamente casi 100 años atrás

y

Además permitió entender el origen de la presión y

de la temperatura y otros fenómenos que

presentan los gases como son la efusión y la

difusión.

Postulados principales

1. Volumen de las partículas: Un gas está compuesto por

un número muy grande de partículas (moléculas o átomos)

de tamaño despreciable comparado con la distancia media

entre partículas.

2. Movimiento de las partículas: Las partículas se mueven

con trayectoria rectilínea y en forma aleatoria a través del

espacio, con choques elásticos entre ellas y con las

paredes del recipiente que las contiene.

Postulados principales

3. Colisiones de partículas: Las colisiones son elásticas, o

sea, las partículas que colisionan intercambian energía

pero no la pierden por la fricción (la energía cinética total

de las partículas es constante).

4. Las partículas no interaccionan entre sí, no se influencian y

cada una actúa independiente de las demás (no hay

fuerzas de atracción ni de repulsión), o sea LAS FUERZAS

INTERMOLECULARES SON DÉBILES O

DESPRECIABLES.

5. La energía cinética promedio de una molécula es

proporcional a la temperatura absoluta

(18)

Función de distribución de Maxwell-Botzmann

Velocidad más probable

y

Efecto de temperatura

en la distribución de

velocidades.

a m = cte

Función de distribución de Maxwell-Botzmann

y

Efecto de masa molecular en la distribución de velocidades

a T constante

Las moléculas más

livianas se mueven a

velocidades más altas

que las más pesadas

Temperatura y energía cinética

y

El movimiento de traslación de las partículas les

confiere energía de tipo cinética, la que en términos

de velocidad y masa se expresa por la relación

2 u

m

2

1 Ec

=

Siendo:

m

= masa de la patícula (átomo o molécula)

= promedio de los cuadrados de las velocidades de las

partículas

= energía cinética promedio de las partículas

Ec

2 u

Temperatura y energía cinética

y

La dependencia de la función de distribución de

velocidades con respecto de la temperatura muestra que la

energía de las partículas también depende de la

temperatura.

La temperatura es una medida de la

energía cinética de las partículas de gas

y

La dependencia de la función de distribución de

velocidades con respecto de la temperatura muestra que la

energía de las partículas también depende de la

temperatura.

donde k constante de Boltzmann y

representa la constante de los gases

expresada por partícula (1,38 × 10

-23

_{J K}

-1

₎

y

A la misma T, la energía cinética media de las partículas de

diferentes gases será la misma.

Para un mol de partículas

E

c

RT

2

3 =

〉

〈

kT

e

c

2

3 =

〉

〈

(19)

Presión

y

La presión, como propiedad macroscópica de un

gas, es el resultado de las colisiones de las

partículas con las paredes del recipiente.

y

Mientras más partículas haya en el recipiente, más

colisones y por lo tanto mayor presión ejerce el

gas.

Presión

y

Para una misma cantidad de gas, mientras menor

es el volumen del recipiente, mayor es la

frecuencia de colisión

y

En consecuencia, la presión del gas aumenta.

Relación entre

la teoría

cinético-molecular y las

leyes de los

gases

OPC.

Relación entre la teoría cinético-molecular y

las leyes de los gases

(20)

y

Consideremos una partícula de masa m

que se mueve a una velocidad v

_x,

dentro de

un cubo

cantidad de movimiento p = m v

_x

y

Cuando la partícula choca con la pared (choque elástico):

Δp = p

_f

– p

_i

= m v

_x

y

En cada choque se transfiere una cantidad de movimiento

igual a Δp = 2 m v

_x

y

La 2da Ley de Newton establece que la fuerza ejercida por

la partícula sobre la pared es F = Δp / Δt

F Δt = 2 m v

_x

Cálculo de la presión de un gas

OPC.

y

Todas las partículas en un volumen

ΔV = Δp

_x

Δt pueden chocar contra la

pared en un tiempo Δt

y

Si hay N partículas en un recipiente de

volumen V:

Número de partículas en ΔV =

y

Pero como la mitad de las partículas van hacia un lado y la

mitad hacia el otro, entonces el número promedio de

colisiones con cada pared es:

Cálculo de la presión de un gas

OPC.

V

t

v

A

N

x

Δ

V

2 t

v

A

N

V

=

Δ

x

Cálculo de la presión de un gas

OPC.

Cálculo de la presión de un gas