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Tema 1. Estado Gaseoso

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Autor: Javier Pozuelo de Diego

QUIMICA DE MATERIALES

TEMA1. ESTADO GASEOSO

Ley de los Gases ideales

 

Concepto de presión

La presión que ejerce un gas se define como la fuerza que ejercen sus moléculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.

Presión: Es la fuerza ejercida por unidad de área gases1 Unidades: Pascal (Pa) gases2

Se define como presión atmosférica a la presión que ejerce la atmósfera sobre la tierra. En condiciones estándar (1 atm) es la presión que ejerce una columna de Mercurio de 760 mm de altura a 0oC y al nivel del mar.

Las unidades son: atm, mmHg, torr y Pa

1 torr = 1 mmHg 1 atm = 760 mmHg = 760 torr

En el sistema internacional será:

1 atm = (0.76 m Hg)(1.35951 104 kg/m3)(9.80665 m/s2)

1 atm = 101325 kg m/(m2·s2)= 101325 N/m2 = 101325 Pa

1 atm = 1.01325 105 Pa

gases3

Leyes Empíricas de los Gases Ideales.

Ley de Boyle. La Relación Presión-Volumen.

Experimentalmente se observa que la variación de la presión con el Volumen a temperatura constante tiene la forma:

gases4

imagen5

El volumen de una cantidad fija de un gas mantenido a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión que ejerce el gas.

gases6

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Ley de Charles y Gay Lussac. La Relación Temperatura -Volumen

Experimentalmente se observa que la variación del Volumen con la temperatura a presión constante tiene la forma:

El volumen de una cantidad fija de gas, mantenida a presión constante, es proporcional a la temperatura absoluta del gas

gases8

gases7

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Ley de Avogadro. La Relación Volumen - Cantidad

A presión y temperatura constante, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente

gases9

 

Ecuación de estado de los Gases Ideales

gases10

A 0ºC, 1 atm de presión, el volumen que ocupa 1 mol de gas ideal es 22.414 L

gases11

 

Mezclas de Gases Ideales:

Ley de Dalton de las presiones parciales:

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

gases12a

Presión de 0.5 moles de H2 es de: 2.4 atm.

Presión de 2.25 moles de He es de 6 atm.

La mezcla de los dos para que el volumen final sea contante será la suma de presiones parciales: 8.4 atm

gases12b presión final: 8.4 atm

En el ejemplo, si se mantiene el volumen y la temperatura constante. La presión que ejercería 0.5 moles de H2 sería de 2.4 atmósferas. La presión que ejercería 1.25 moles de He sería de 6.0 atmósferas. La mezcla de esa cantidad de moles de cada gas ejercería una presión igual a la suma de las presiones que ejercería cada gas por separado, 8.4 atmósferas.

Supongamos la mezcla de dos gases: (A y B) en un volumen V.

gases13

Relación entre presión parcial y presión total: Supongamos la mezcla de N gases

La presión total será, como hemos visto la suma de las presiones parciales de cada gas.

pT = pA + pB + pC + ...

Conocemos también la relación entre presión, volumen, temperatura y el no de moles por la ecuación de los gases perfectos.

gases14

gases15


Recogida de gases sobre agua

En ocasiones es necesario recoger el gas producido por una reacción sobre agua según el sistema que aparece en la figura.

gases16

El gas estará formado por H2O

y el gas que se introduzca

pT = pH2O + pGAS

pH2O = presión de vapor

 

Teoría Cinética de los Gases

La teoría cinética de los gases parte de cuatro suposiciones:

  1. Los gases son principalmente espacio vacío.
  2. Las moléculas de un gas están en constante movimiento caótico.
  3. Las colisiones que se producen entre las moléculas de un gas son elásticas, es decir, no existen fuerzas intermoleculares.
  4. La presión que ejerce un gas es debida a las colisiones de las moléculas con las paredes del recipiente que las contiene.

La probabilidad de que una molécula choque con la superficie del recipiente que contiene el gas es proporcional a la concentración de dicho gas y a la energía de colisión, por tanto:

gases17

Se tratan siempre valores medios de todas las magnitudes debido a que todas las moléculas del gas no se mueven con la misma velocidad.

 

Existe una distribución de velocidades para las partículas

gases18

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Energía Cinética Media en función de la temperatura.

Sabemos que la energía cinética de una molécula es:

gases19

Y como:

gases20

Según la ecuación de los gases perfectos

gases21

Sabemos que:

gases22

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Velocidad Media de las moléculas de gas en función de la temperatura.

Sabemos que:

gases23

La distribución de velocidades para el oxígeno son proporcionales a la temperatura como aparece en la figura.

gases24

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Aplicación de la teoría Cinética de los gases para determinar las leyes de los gases

Compresibilidad de los gases: (suposición 1) Los gases se pueden comprimir fácilmente y así ocupar un menor volumen.

Ley de Boyle:

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Ley de Charles:

gases26

Ley de Avogadro:

gases27

Ley de Dalton de las presiones parciales:

Si las moléculas ni se atraen ni se repelen (suposición 3)

la presión ejercida por un gas no será afectada por la presencia de otro.

gases28

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Difusión y Efusión de gases: Ley de Graham.

 

Difusión: Es el movimiento de unas moléculas a través de otras

Efusión: Es le movimiento de unas moléculas que se encuentran confinadas a una determinada presión a través de una pequeña apertura a otra estancia que se encuentra al vacío

Para una temperatura y presión determinadas, la velocidad de efusión de un gas, en moles por unidad de tiempo, es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar.

gases30

Si comparamos dos gases p y T constantes:

gases29

 

Difusión

Efusión

gases31a

gases31b

 

Comportamiento no ideal de los gases

Según la teoría cinética de los gases ideales las colisiones son elásticas (no existen fuerzas entre las moléculas) y los gases son principalmente espacio vacío

En los Gases reales existen fuerzas intermoleculares

y las moléculas tienen un determinado tamaño

gases32

Como vimos, para un gas ideal:

gases33

En condiciones de altas presiones o muy bajas temperaturas los gases dejan de comportarse de una manera ideal.

Es necesario modificar las ecuaciones que se utilizaban para relacionar presión, volumen, número de moles y temperatura.

gases34

 

Ecuación de Van der Waals para los gases reales.

gases35

Cuando una molécula se aproxima a una pared las atracciones moleculares con el resto la frenarán

gases36

Las fuerzas intermoleculares depende de la frecuencia con la que se acerquen dos moléculas.

 

La probabilidad de que llegue una molécula a un punto del espacio es proporcional a la concentración de partículas

gases37

La probabilidad de que lleguen dos moléculas a un punto del espacio es:

gases38

La combinación de las posprobabilidades anteriores.

gases39

Los n moles de un gas tienen un determinado tamaño.

gases40

Ecuación de Van der Waals

gases41

a y b son las constantes de Van der Waals

Constantes de Van der Walls para varios gases.

gases42

Ecuación de estado de Virial

En los gases reales la ecuación de estado (p,V,T) puede definirse a partir de una serie de Taylor

Ecuación del Virial

gases43

Donde:

B(T), C(T), ... = coeficientes del Virial

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