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GASES

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Cl2 gaseoso

Estado gaseoso

HCl y NH3 gaseosos

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Estados gaseoso Es el estado más desordenado de la materia.

GAS

LÍQUIDO

SÓLIDO

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Estado gaseoso 







Compresibles.

Expanden espontáneamente. Las moléculas de un gas tienden a separarse, aumentando la distancia entre ellas. Ocupan todo el volumen del recipiente. No tienen forma ni volumen propio sino la del recipiente. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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





Estado gaseoso Las densidades de los gases son pequeñas, menores que la de los líquidos y la de éstos menores que la de los sólidos. La fuerzas intermoleculares son débiles y menores que en líquidos y la de éstos menores que la de los ´solidos. Forman mezclas homógeneas. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Estado gaseoso

• Los choques de las partículas del gas con las paredes del recipiente que lo contiene son los responsables de la presión del gas. • Las partículas de un gas se encuentran en constante movimiento al azar, se desplazan chocando entre ellas y con las paredes del recipiente. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Estado gaseoso 

A bajas presiones, están separadas por enormes distancias con relación a su tamaño.



A baja presión y altas temperaturas, el volumen de las moléculas es despreciable frente a las distancias.

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Estado gaseoso El estado de un

gas queda definido por

cuatro variables, n,

T, V, P y es posible

encontrar una función:

V= f(n, T,P) .

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EvangelistaTorricelli (1608-1647):

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Vacío

Presión debida a la columna de mercurio

Mercurio

barómetro de Torricelli presión del aire vacío artificial altura de la atmósfera Presión atmosférica

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EvangelistaTorricelli (1608-1647):

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Vacío

Presión debida a la columna de mercurio

barómetro de Torricelli presión del aire vacío artificial altura de la atmósfera Presión atmosférica

Presion de columna= Patmosferica Mercurio

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P(izq) = Patm + d(Hg)·g·h

P(der) = Pgas

P(izq) = P(der) Pgas = Patm + d(Hg)·g·h Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Unidades:

 P equivalencias unidades: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa  T K = (tºC+ 273ºC ) 1K

1ºC

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LEYES DE LOS GASES IDEALES Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Leyes de los gases IDEALES

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Ley de Avogadro

V α n (a T y P ctes)

El volumen de un gas es directamente

proporcional a la cantidad de materia (número de

V (L)

moles), a presión y temperatura constantes.

V = k.n n Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Ley de Avogadro V = k.n A presión y temperatura constantes, volúmenes iguales de un mismo gas o gases diferentes

contienen el mismo número de moléculas.

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Transformación isotérmica: T=constante

Ley de Boyle y Mariotte

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Transformación isotérmica: T=constante Ley de Boyle y Mariotte

El volumen de un gas es inversamente proporcional

a

la

presión

que

soporta

(a

temperatura y número de moles constantes). V α 1/P (a n y T ctes)

V = k/P V1=k/P1 V2= k/P2

V1 V2

P2 P1

P1v1=P2v2 Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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P1v1=P2v2=P v= constante

P1v1=P2v2

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P=k/V

Leyes de ideales :

los

gases

Ley de Boyle y Mariotte

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Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte

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Transformación isobárica P=constante

Leyes de los gases ideales

Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª)El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura

absoluta (a presión y cantidad de materia constantes). El volumen se hace cero a 0 K V α T (a n y P ctes)

V = k.T A P = 1 atm y T = 273 K, V = 22.4 l para cualquier gas.

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V

t -273 ºC

0 ºC

100 ºC

Medida de la dilatación de los gases Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Leyes de los gases Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª)

V1 = k.T1 V2=k T2

V1 V2

T1 T2

ISOBARA en negr

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P

P1=P2 1

V1

2

V2 V

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P = constante

ISOBARAS DISTINTAS

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Leyes de los gases Ley de Charles y Gay-Lussac

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Transformación isócorica

Leyes de los gases ideales

Ley de Charles y Gay-Lussac (2ª) La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a volumen y cantidad de materia constantes). P (atm)

P a T (a n y V ctes) P = k.T T (K)

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P1 = k.T1 P2 = k.T2 P1 T1 P2 T2

Leyes de los gases ideales Ley de Charles y Gay-Lussac (2ª)

ISOCORA Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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P

2

P2 ISOCORA P1

1

V1=V2 V

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Leyes de los gases

a) Al aumentar la presión a volumen constante,

(

la temperatura aumenta.

(b) Al aumentar la presión a temperatura constante el volumen disminuye.

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(c) Al aumentar la temperatura a presión constante: el volumen aumenta. (d) Al aumentar el número de moles a T y P constantes: el volumen aumenta

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c

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Ecuación general de los gases ideales Combinación de las tres leyes: ΔT= 0; k’ Boyle: V= Δn= 0 P Charles: V = k’’. T ΔP= 0, Δn= 0 Avogadro: V = k’’’. n

k’k’’k’’’ n T V= P

ΔP= 0, ΔT= 0

=

RnT P

Ley general de los gases ideales: PV = n R T

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c

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Ley general de los gases ideales: PV = n R T=(g/M) R T

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c

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Ecuacion de Estado P.V P´. V´ = T T´

R se calcula para: n = 1 mol P = 1 atm

R = 0.082 atm L/ mol K

V = 22,4 l T = 273 K R = 8.31 J/ mol K = 1.987 cal /mol K Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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LEY DIFUSION DE GRAHAM: A T=constante

1/2 v1 v2

M2 M1

La velocidad de difusion de un gas a T constante es inversamente proporcional a su masa molar

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Ley de las presiones parciales de Dalton P1+ P2= P

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Ley de las presiones parciales de Dalton

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Así la presión parcial (Pc) para un componente c consiste

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Ley de los volúmenes parciales de Amagat

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Teoría cinética de los gases

de Maxwell, Clausius y Boltzmann Teoría cinética de los gases. Modelo molecular: •

•

•

Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) separadas por espacios libres o vacíos. Las partículas de un gas están en constante movimiento en línea recta, al azar en todas la direcciones. El volumen total de las partículas de un gas es muy pequeño (y puede despreciarse) en relación con el volumen del recipiente que contiene el gas. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene.  Estos choque se suponen elásticos, es decir, las partículas no ganan ni pierden energía cinética en ellos. La presión del gas se produce por las colisiones de las partículas con las paredes del recipiente. 

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Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las partículas se pueden considerar despreciables.  La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas. 2/3. Ec=R T= P V 

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CLASE 6

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Teoría cinética de los gases

Modelo Molecular para la Ley de Avogadro V = K n (a T y P ctes)

La adición de más partículas provoca un aumento de los choques contra las paredes, lo que conduce a un aumento de presión, que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión externa. El proceso global supone un aumento del volumen del gas. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Modelo Molecular para la Ley de Avogadro

Si T=constante Ec1=Ec2 ½ m1 n1 v12= ½ .m2 n2 v22 Como si T = constante Ec= constante ½ m1 v12= ½ .m2 v22 Entonces: n 1 = n2 A presión y temperatura constantes, volúmenes iguales de un mismo gas o gases diferentes

contienen el mismo número de moléculas.

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Teoría cinética de los gases

Modelo Molecular para la Ley de Boyle y Mariotte

V = K . 1/P (a n y T ctes)

Si T es cte, Ec=cte 2/3 Ec=PV= cte.

El aumento de presión exterior origina una disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las partículas con las paredes del recipiente, aumentando así la presión del gas.

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Teoría cinética de los gases

Modelo Molecular para la Ley de Charles y Gay-Lussac

V = K T (a n y P ctes)

Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y con ello el número de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de la presión interior que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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V=constante Si aumenta T crece la velocidad y por ende Ec. Las molécula chocan más con las paredes por su mayor Ec Presión crece

T crece

Presión crece a V=constante

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LEY DIFUSION DE GRAHAM

1/2 v1 v2

M2 M1

Si T=constante Ec1= Ec 2 ½. m1. NA. u21 = ½. m2. NA. u22 ½. M1. u21 = ½. M2. u22

u1 /u2 = (M2 / M1) ½ Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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GASES REALES

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La distribución de Boltzmann o distribución de MaxwellBoltzmann es una distribución de probabilidad de las velocidades de un gas asociada a la estadística de MaxwellBoltzmann para dicho sistema. 0C

α=(2RT/M)1/2 Velocidad media: ѵ=[8RT/(πM)]1/2

Velocidad cuadrática media= v=(3RT/M)1/2

α

v ѵ

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Imaginemos que el gas consiste de 10 partículas que en un momento dado tienen velocidades de 1 m/seg, 2 m/seg, 3 m/seg, 4 m/seg, 5 m/seg hasta 10 m/seg, respectivamente. Entonces,

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Por lo tanto, la velocidad promedio de cada molécula es de 5.5 m/seg en ese instante. Por un razonamiento análogo podemos calcular el promedio del cuadrado de la velocidad, que estará dado por 2

v2= y

por

v=

lo

tanto

la

raíz

cuadrada

de

v2

2

será

de

= 6.21 m/seg Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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n= 1mol, T=constante

Para medir la desviación de la idealidad de un gas real se define el factor de compresibilidad (Z). Z = 1 (gas ideal a cualquier P y T) PV RT

Z

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Ecuación de Van der Waals

donde: p es la presion del fluido. V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido. a mide las fuerzas de atracción. b covolumen. R constante universal de los gases. T temperatura absoluta. Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Isotermas de gases reales.

Dra. M. M. Elsa Ferreyra

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Isotermas de gases reales. Curvas azul oscuro – isotermas debajo de la temperatura crítica. Secciones verdes – estados metaestables.

Sección a la izquierda del punto F – líquido normal. Punto F – punto de ebullición. Línea FG – equilibrio de fases líquida y gaseosa. Section FA – líquido supercalentado. Section F′A – líquido "estirado" (stretched) (p