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Ley de Boyle. “A temperatura constante, el volumen de una mezcla gaseosa es inversamente proporcional a la presión del gas”. Es decir, pV = k. 1. , donde k. 1 es una constante (figura 6.1). Ley de Charles. .... Ley de la difusión de los gases. Graham
EJERCICIOS GASES IDEALES. Leyes de los gases. 1. Sabemos que 3,50 L de un gas contienen 0,875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes). 2. 4, 0 L de un gas están a
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EJERCICIOS RESUELTOS GASES ... que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante: ;. 1
4 Problemas Resueltos de Balances de Materia estacionario. En este caso no podrá producirse acumulación de materia y en la ecuación intervendrán los caudales
ecuación de estado de los gases ideales y ley de Dalton; y también desde un punto de vista microscópico ... Ejercicio 4.2. Un gas ideal en unas condiciones de presión P, volumen V y temperatura T, experimenta una expansión isotérmica (T constante) a
Ley de Graham. 4
A partir de la ley combinada podemos calcular la forma como cambia el volumen o presión o temperatura si se conocen las condiciones iniciales (P i,V i,T i) y se
Información del recurso Secuencia didáctica: Cambios de estado de la materia Área curricular: Conocimiento del medio Tercer ciclo de primaria
introduccion a la cromatografÍa de gases masas acoplamiento gc/ms
horizontal, se coloca en uno de los extremos un algodón impregnado con ácido clorhídrico, y en el otro un algodón impregando con amoniaco. 2
INTRODUCCION A pesar de que, como ya se ha indicado, la cromatografía es básicamente una técnica de separación, su gran capacidad para resolver muestras complejas
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Ejercicios resueltos de gases. EJERCICIO 1. El volumen de cierta masa de gas es de 10 L a 4,0 atm de presión. ¿Cuál es su volumen si la presión disminuye a 2 ,0 ... m gas= 7,0 gramos. Para poder determinar la masa molar del gas, es necesario saber la
TEMA 2.- ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. GASES (I). Tema 2.- Gases 1. Introducción. 2. Leyes de los gases ideales.
Concepto de presión. Relación entre p y V de un gas. Ley de Boyle. Relación entre T y V de un gas. Ley de Charles. Ley de Gay-Lussac y ley de Avogadro. Ecuación de estado del gas ideal. Mezclas de gases ideales.
3. Efusión y difusión. Ley de Graham. 4. Teoría cinético molecular.
Concepto de temperatura. Distribución de velocidades moleculares. Interpretación de las leyes de los gases.
5. Gases reales.
Punto crítico. Factor de compresibilidad. Ecuaciones del Virial. Ecuación de van der Waals. 1
Distancia Interacción Sólido Cortas Líquido Cortas Grandes Gas
Muy fuertes Fuertes Débiles
Movimiento Muy restringido Restringido Casi libre
1.1.- ¿QUÉ ES UN GAS? Es el estado de la materia que adopta la forma y el volumen del recipiente que lo contiene. Desde un punto de vista molecular es un conjunto de partículas con un movimiento caótico y al azar.
Medición en gases Variables de estado: V = V (T, p, n) Volumen Presión
(m3, dm3 <> L, cm3 <> ml) P = Fuerza/Área
Temperatura 2
2.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Tema 2.- Gases
2.1.- CONCEPTO DE PRESIÓN. Presión atmosférica (Barómetro)
P = d·g·h Donde
d = densidad g = aceleración de gravedad h = altura 1 atm = 760 mmHg ⇒ presión atmosférica a nivel del mar
1 Torr = 1 mmHg S.I.: Pa = N/m2 <> 1/133.322 Torr Imagen tomada de: General Chemistry: Principles and Moderns Applications R.H. Petrucci
3
2.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Tema 2.- Gases
Presión de un gas. Manómetro
Ejemplo
Imagen tomada de: General Chemistry: Principles and Moderns Applications R.H. Petrucci
Imagen tomada del enlace: http://www.unizar.es/lfnae/luzon/CDR3/charles.jpg
V = a(t + 273) donde V=volumen, t=temperatura en Celsius y a=pendiente de la recta. T = (273.15 + t) es la Temperatura absoluta (K)
6
2.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Tema 2.- Gases
LEY COMBINADA DE LOS GASES. Ley de Boyle ⇒ V ∝ 1/P V ∝ T/P
(n constante)
Ley de Charles ⇒ V ∝ T P1V1/T1 = P2V2/T2 = cte
2.4.- LEY DE AVOGADRO. V∝n Volumen molar
(T y P constantes) ⇒
Vm = V/n
En condiciones normales (0ºC y 1 atm) ⇒ v ≈ 22.4 L
7
2.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Tema 2.- Gases
2.5.- ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS G.I.
Ley de Boyle ⇒ V ∝ 1/P Ley de Charles ⇒ V ∝ T P. de Avogadro ⇒ V ∝ n
V ∝ n·T/P ó V = R·(n·T/P)
donde R = constante de los gases Ejemplo: calcular R: a 273.15 K y 1.000 atm, 1.000 mol de gas ideal ocupa 22.414 L R = 8,206·10-2 atm·l·mol-1·K-1 <> 8.315 J·mol-1·K-1 <> 1,987 cal·mol-1·K-1
“La ley de los gases ideales es un ejemplo de una ecuación de estado”
8
2.- LEYES DE LOS GASES IDEALES. Tema 2.- Gases
2.6.- MEZCLAS DE GASES IDEALES. Presión parcial Ley de Dalton “La presión total de una mezcla de gases contenida en un volumen V, es la suma de las presiones (presión parcial) que cada gas ejercería si ocupara él sólo todo el volumen” n
P = P1 + P2 + P3 + ... = ∑ Pi i =1
Consecuencia
Pi = yi ·P
Gases recogidos en agua Imagen tomada de: General Chemistry: Principles and Moderns Applications R.H. Petrucci
9
3.- EFUSIÓN Y DIFUSIÓN. Tema 2.- Gases
DIFUSIÓN. Ley de Graham “La velocidad de difusión de un gas a través de otro es inversamente proporcional a la raiz cuadrada de la densidad del gas”
Imagen tomada de: B.H. Mahan, Química Curso Universitario.
v∝
1
ρ
Al ser Vm=cte
v∝
1
M
10
3.- EFUSIÓN Y DIFUSIÓN. Tema 2.- Gases
EFUSIÓN.
Imagen tomada de: General Chemistry: Principles and Moderns Applications R.H. Petrucci
vA MB = vB MA 11
4.- TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR. Tema 2.- Gases
MODELO MOLECULAR DE GAS IDEAL. Átomos o moléculas con movimiento continuo, rectilíneo y al azar. Puntos materiales que chocan elásticamente. No hay interacción entre partículas, excepto cuando chocan.
4.1.- CONCEPTO DE TEMPERATURA. P = F/A sobre paredes, debida a impactos F = ∆(m·c)/∆ ∆t = = [∆ ∆(m·c)/impacto]x(impacto/∆ ∆t) F = (2m·c) x (N·A·c/6) P·V = 2/3 ·N·(m·/2) = n·R·T = 3/2·κ κ·T (κ = cte de Boltzmann)
Explicación de resultados experimentales Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Graham N = nº de partículas m = masa de partículas V = volumen de recipiente. 12
4.- TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR. Tema 2.- Gases
4.2.- DISTRIBUCIÓN DE VELOCIDADES MOLECULARES. ∆n = N · f ( c ) M f (c ) = 4π · 2πRT
3/ 2
·c 2 ·e − Mc
2
Imágenes tomadas de: General Chemistry: Principles and Moderns Applications R.H. Petrucci
/ 2 RT
13
5.- GASES REALES. Tema 2.- Gases
5.2.- FACTOR DE COMPRESIBILIDAD.
Z = PV/NRT Si Z = 1 ⇒ Gas Ideal
Imagen tomada de: B.H. Mahan, Química Curso Universitario.
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5.- GASES REALES. Tema 2.- Gases
5.3.- ECUACIÓN DE VAN DER WAALS.
n2a P + 2 ·(V − nb) = nRT V a: efecto de las atracciones b: medida de volumen excluido
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5.- GASES REALES. Tema 2.- Gases
5.4.- ECUACIÓN DEL VIRIAL.
PVm B(T ) C (T ) D(T ) = 1+ + 2 + 3 + ... RT V V V PVm = 1 + B' (T )·P + C ' (T )·P 2 + D' (T )·P 3 + ... RT
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TEMA 2.- ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. GASES (I). Tema 2.- Gases 1. Introducción. 2. Leyes de los gases ideales.
Concepto de presión. Relación entre p y V de un gas. Ley de Boyle. Relación entre T y V de un gas. Ley de Charles. Ley de Gay-Lussac y ley de Avogadro. Ecuación de estado del gas ideal. Mezclas de gases ideales.
3. Efusión y difusión. Ley de Graham. 4. Teoría cinético molecular.
Concepto de temperatura. Distribución de velocidades moleculares. Interpretación de las leyes de los gases.
5. Gases reales.
Punto crítico. Factor de compresibilidad. Ecuaciones del Virial. Ecuación de van der Waals.
