UNIVERSIDAD NACIONAL HERMILIO VALDIZAN
ESCUELAPROFESIONAL DE INGENIERIA CIVIL
CURSO: QUIMICA
GASES
DRA. ANA MARIA MATOS RAMIREZ
LOS GASES
Son el estado más simple de la materia,
por lo que hay menos problema de
encontrar un nexo entre las propiedades
de las partículas y la materia como un
todo.
Pasamos toda nuestra vida inmersos en
un gas y necesitamos comprender los
procesos que ocurren en la atmósfera para
comprender mejor la vida en la tierra.
Muchos
usos:
anestésicos,
contra
incendios,
combustible,
equipos
de
respiración, etc.
PROPIEDADES DE LOS GASES
En un gas las moléculas se encuentran separadas y
libres de fuerzas intermoleculares teniendo mayor
libertad de movimiento.
El gas se expande espontáneamente hasta llenar el
recipiente que lo contiene => ocupa el volumen del
recipiente que lo contiene.
Son compresibles => cuando se les aplica una presión
su volumen disminuye fácilmente
Forman
mezclas
homogéneas
confinados en el mismo recipiente
cuando
están
Tienen densidades mucho menores que los sólidos y
líquidos
PRESIÓN EJERCIDA POR UN GAS
Supongamos que el gas está encerrado
en un recipiente, tal como se muestra
en la figura.
La presión resulta del movimiento
constante de las moléculas del gas
y de sus colisiones con las
superficies que lo rodean.
La presión del gas depende:
* Número de partículas de gas en un detreminado
volumen
* Volumen del recipiente que lo contiene
* Velocidad promedio de las moléculas del gas
PRESIÓN EJERCIDA POR UN GAS
Si medimos la fuerza total ejercida por las moléculas
del gas que chocan con una determinada porción de
superficie en cualquier instante, podemos saber la
presión que el gas está ejerciendo
presión = fuerza por unidad de área
PRESIÓN EJERCIDA POR UN GAS
La presión que un gas ejerce sobre las paredes del
recipiente que lo contiene es el resultado de las
colisiones de las moléculas con la superficie del
recipiente, por ejemplo: llenar una llanta, nosotros
estamos en medio de una tempestad molecular
P
P
Unidades de Presión
Presión del aire a nivel
del mar
Unidad
pascal (Pa), 1 Pa  1
N
m2
101,325
kilopascal (kPa)
101.325
atmosphere (atm)
1 (exactly)
millimeters of mercury (mmHg)
760 (exactly)
inches of mercury (inHg)
torr (torr)
pounds per square inch (psi,
lbs./in2)
29.92
760 (exactly)
14.7
¿CÓMO MEDIMOS LA PRESIÓN?
Barómetro (Torricelli, siglo
XVII) mide la presión ejercida
por la atmósfera : Tubo de
vidrio, sellado en un extremo
y lleno de mercurio líquido
que se invierte sobre un
recipiente, el mercurio cae
hasta que la presión que el
ejerce sobre su base se iguala
a la presión ejercida por la
atmósfera
¿sólo se usa mercurio?
=h
F mg dhAg
P


 dhg
A
A
A
¿CÓMO MEDIMOS LA PRESIÓN?
Tubo abierto
Manómetro
dispositivo
para medir la presión
dentro de un recipiente
de laboratorio. Consiste
en un tubo en forma de U
donde un extremo está
conectado
al
sistema
experimental y el otro
puede estar abierto o
sellado
¿CÓMO MEDIMOS LA PRESIÓN?
Tubo abierto
PA = PA´
Patm + PHg = Pgas
Patm
A´
La altura del mercurio en la
columna del lado del sistema de
manómetro de Hg de tubo abierto
cuando la Patm corespondía a 756
mm Hg. ¿Cuál será la presión del
sistema en kPa?
Confirme la equivalencia:
760 mmHg < > 101 kPa
¿CÓMO MEDIMOS LA PRESIÓN?
Tubo sellado
PA´ = PA
PHg = Pgas
Hg
∆h
GAS
¿Cuál es la presión dentro
de un sistema cuando un
manómetro de Hg cerrado
muestra una diferencia de
altura de 10 cm (más alto en
el lado cerrado)
LEYES DE LOS GASES IDEALES
El estado gaseoso es un estado disperso de la
materia, es decir , que las moléculas del gas están
separadas unas de otras por distancias mucho
mayores del tamaño del diámetro real de las
moléculas. Resulta entonces, que el volumen
ocupado por el gas (V) depende de la presión (P),
la temperatura (T) y de la cantidad o numero de
moles ( n).
LEYES DE LOS GASES IDEALES
BOYLE
1627 - 1697
CHARLES
1746 - 1823
GAY LUSSAC
1778 - 1850
LEY DE BOYLE: relación presión-volumen
Si se reduce la presión sobre un gas, este se expande,
esta es la razón por la que los globos metereológicos se
expanden a medida que se elevan en la atmósfera.
Cuando la presión sobre un gas se duplica,
El volumen cae a la mitad siempre y cuando la
temperatura sea constante y la cantida del gas no
cambie
LEY DE BOYLE: relación presión-volumen
A temperatura constante, el volumen de cualquier gas, es
inversamente proporcional a la presión a que se somete.
PV = T = cte
Volumen pequeño
Presión alta
P 1 x V1 = P 2 x V2
Volumen grande
Presión baja
Proceso isotérmico
LEY DE BOYLE : relación presión-volumen
Se tiene un volumen de 400 cm3 de oxígeno a una
presión de 380 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a una
presión de 760 mm de Hg, si la temperatura permanece
constante ?
Según la expresión matemática: P1 x V1 = P2 x V2
380 mm Hg
x
Despejando V2:
=
400 cm3
1
2
2
2
760 mm Hg
x
V2
LEY DE CHARLES: relación TEMP. -volumen
Los globos de aire caliente se elevan porque el
aire se expande cuando se calienta. El aire
caliente que está dentro del globo es menos
denso que el aire frío del entorno, a la misma
presión, la diferencia de densidad hace que el
globo ascienda. De forma similar un globo se
encoge si se enfría
LEY DE CHARLES : relación temp. -volumen
A presión constante, el volumen de una masa dada
de gas varía directamente con la temperatura
absoluta
V / T = cte
Temp. baja
Volumen pequeño
V1 / T1 = V2 / T2
Temp. alta
Volumen grande
Proceso isobárico
LEY DE CHARLES : relación temp. -volumen
Se tiene 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700
cm3 a 12°C y calentamos el gas hasta 27°C. Cuál será el
nuevo
volumen
del
gas
?
Volumen
Temperatura
Temperatura
inicial
=
inicial = 12 +
final = 27 +
700
273 =
273 =
cm3
285 K
300 K
De acuerdo con la Ley de Charles, al aumentar la
temperatura del gas debe aumentar el volumen:
Según la expresión matemática: V1 x T2 = V2 x T1
700 cm3
x
Despejando V2
285 K =
V2
x
300 K
LEY DE GAY LUSSAC : relación temp. - presión
A volumen constante , la presión de un gas es
directamente proporcional a la temperatura
P / T = cte
Temp. baja
Presión baja
P1 / T1 = P2 / T2
Temp. alta
Presión alta
Proceso isocórico
LEY DE CHARLES : relación temp. -volumen
Se calienta aire en un cilindro de acero de 20 °C a 42°C. Si
la presión inicial es de 4.0 atmósferas ¿Cuál es su presión
final?
Condiciones iniciales: T1 = 273 + 20 = 293 °K;
P1= 40 atm
Condiciones finales:
T2 = 273 + 42 = 315°K ; P2=?
Sustituyendo
Lussac:
en
la
ecuación
de
Gay-
LEY COMBINADA DE LOS GASES
A partir de la ley combinada podemos calcular la
forma como cambia el volumen o presión o
temperatura si se conocen las condiciones iniciales
(Pi,Vi,Ti) y se conocen dos de las condiciones
finales (es decir, dos de las tres cantidades Pt, Vt,
Tf)
* Qué volumen ocupará una masa de gas a 150°C
y 200 mm Hg, sabiendo que a 50°C y 1 atmósfera
ocupa un volumen de 6 litros ?
Condiciones iniciales:
V1 = 6 litros,
P1 = 760 mm Hg
T1 = 50 + 273 = 323 K
Condiciones finales:
V2 = ?
P2 = 200 mm Hg
T2 = 150 + 273 = 423 K
Reemplazando
Relación de Avogadro:
A medida que agregamos gas a un globo, este se
expande. El volumen de un gas depende no sólo
de la presión y la temperatura, sino también de la
cantidad de gas.
El volumen de un gas mantenido a temperatura y
presión constante es directamente proporcional al
número de moles del gas
V/n=K
V1 / n1 = V2 / n2
Relación de Avogadro:
Los experimentos han demostrado que a condiciones
estándar o condiciones TPE (temperatura y presión
estándar):
Volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo
numero de moléculas
1 mol ocupa 22,4 L
V = 6.02 x 10 23 moléculas
(C.N) V = 22.4 L
Vαn
Presión estándar = 1 atm
Temperatura estándar =
273 K (0 °C)
Ecuación de los Gases Ideales
la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas
ideal es:
PV = nRT
Donde:
P indica la presión del gas.
V indica el volumen del gas.
n es el número de mol-gramos del gas.
R es la constante universal de los gases.
T es la temperatura del gas en K.
Esta ecuación de estado reúne las leyes anteriores, expresando la relación que
existe entre las magnitudes relevantes en los gases ideales, y describe
satisfactoriamente el comportamiento de los gases en condiciones de bajas
presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la
temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito
por esta ecuación.
Constante universal de los gases
Valores de R
8,314472 J/K · mol
0,08205746 L · atm/K · mol
8,2057459 × 10-5 m3 · atm/K · mol
8,314472 L · kPa/K · mol
62,3637 L · mmHg/K · mol
62,3637 L · Torr/K · mol
83,14472 L · mbar/K · mol
1,987 cal/K · mol
10,7316 ft3 · psi/°R · lbmol
La constante de los gases ideales, denotada como R, es una constante física que aparece en la ecuación de
estado de los gases ideales, conocida como la ecuación de Clapeyron o ecuación de los gases ideales:
Densidad de los gases y masa molar
PV = nRT
P / RT = n/V = Concentración molar
Como n = m / MM ( masa molar o peso
molecular g/mol)
P / RT = m/V. MM
P. MM / R T = d
Densidad de un gas
La densidad tiene las unidades de masa por unidad de volumen (d = m/V).
Podemos acomodar la ecuación del gas ideal para obtener unidades similares,
moles por unidad de volumen:
n/V=P/RT
Si multiplicamos ambos lados de esta ecuación por la masa molar, M, obtenemos la
siguiente relación:
nM/V=PM/RT
El producto de las cantidades n/V y M es igual a la densidad en g/L, como vemos a
partir de sus unidades:
moles/Litro*gramos/mol=gramos/Litro
Así la densidad del gas está dada por la expresión del lado derecho de la última
ecuación:
d=PM/RT
PRACTICA N° 5 : Gases
Cálculo del volumen de un gas
Problema:
Un recipiente contiene 2 moles de un gas ideal a una temperatura de 300 K y una presión de 1 atm.
¿Cuál es el volumen del gas?
Solución: Usamos la ecuación de los gases ideales PV=nRTPV = nRTPV=nRT.
Datos:
n=2 mol
T=300 K
P=1 atm
R=0.08206 L atm mol−1 K−1
Aplicamos la ecuación: V=nRTP=(2 mol)(0.08206 L atm mol−1 K−1)(300 K)/1 atm
V=49.236 L atm/1 atm=49.236 L
El volumen del gas es 49.236
Cálculo de la presión de un gas
Problema:Un recipiente de 10 litros contiene 0.5 moles de un gas ideal a una
temperatura de 400 K. ¿Cuál es la presión del gas?
Solución:
Usamos la ecuación de los gases ideales 𝑃𝑉=𝑛𝑅𝑇
V=10L
n=0.5mol
T=400K
R=0.08206Latmmol−1K−1
Aplicamos la ecuación: P=nRTV=(0.5 mol)(0.08206 L atm mol−1 K−1)(400 K)/10 L
P=16.412Latm/ 10 L​=1.6412atm
La presión del gas es 1.6412 atm.
Calcule la densidad del CO2 en gramos / Litro a 752 mmHg y 55ºC
Determinamos
la
presión
en
mmHg*(1atm/760mmHg)=0,9895 atm
atm:
P
(atm)
=
752
El peso molecular del CO2 es: M = 12 + (16*2) = 44 g/mol
Y la temperatura en K: T (K) = 273,15 + 55 oC = 328,15 K.
Calculamos la densidad del gas a partir de los valores anteriores:
d=((0,9895 atm*44 g/mol))/(0,08206 (atm L)/(mol K)*328,15 K)=1,62 g/L
El valor encontrado es típico para una muestra de gas, mientras que
los líquidos presentan valores de g/mL, y los sólidos de g/cm3
1 g/mL= 1000 g/L ESTA ES LA DENSIDAD DEL AGUA EN GRAMOS
POR LITRO
PROBLEMAS
Problema:
Un gas ideal ocupa un volumen de 3 litros a una presión de 2 atm. Si la presión se reduce a 1
atm manteniendo la temperatura constante, ¿cuál será el nuevo volumen del gas?
Un gas ocupa un volumen de 4 litros a una temperatura de 300 K. Si se calienta hasta 600 K
manteniendo la presión constante, ¿cuál será el nuevo volumen del gas?
Un gas tiene una presión de 1.5 atm a una temperatura de 250 K. Si se calienta hasta 500 K
manteniendo el volumen constante, ¿cuál será la nueva presión del gas?
Un recipiente contiene una mezcla de 2 moles de oxígeno (O2_22​) y 3 moles de nitrógeno
(N2_22​) a una temperatura de 298 K y un volumen de 10 litros. ¿Cuál es la presión total de la
mezcla de gases?
Un gas ocupa un volumen de 6 litros a una presión de 2 atm y una temperatura de 300 K. Si se
cambia la presión a 4 atm y la temperatura a 400 K, ¿cuál será el nuevo volumen del gas?