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Gases y sus Propiedades

Gases y sus Propiedades. Característica general de los gases Presión de gases y el barómetro Leyes de los gases Ecuación de los gases ideales Peso molecular y densidad de los gases Mezcla de gases y presiones parciales. Características de los Gases.

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Gases y sus Propiedades

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Presentation Transcript

  1. Gases y sus Propiedades • Característica general de los gases • Presión de gases y el barómetro • Leyes de los gases • Ecuación de los gases ideales • Peso molecular y densidad de los gases • Mezcla de gases y presiones parciales

  2. Características de los Gases • Los gases adoptan el volumen y forma del recipiente que los contiene. • Se consideran los más compresibles de los estados de la materia. • Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan uniforme y completamente. • Cuentan con densidades mucho menores que los líquidos y sólidos.

  3. Elementos que existen como gases a 250C y 1 atmósfera

  4. Presión Unidades de presión Presión atmosférica 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa Barómetro

  5. Presión atmosférica y el barómetro La presión atmosférica es medida con un barómetro. La presión atmosférica estándar es la presión requerida para soportar 760 mm de Hg en una columna. 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 pascal (Pa) = 1 N/m2 1 atm = 101,325 Pa

  6. Presión de un gas y el manómetro • Un manómetro esta compuesto • por un bulbo de gas unido a un tubo-U que contiene Hg: • Si Pgas < Patm entonces • Pgas + Ph = Patm. • Si Pgas > Patm entonces • Pgas = Patm + Ph.

  7. Leyes de los Gases: -Ley de Boyle -Ley de Charles -Ley de Avogadro y Ley de los Gases Ideales

  8. Relación Presión-Volumen: Ley de Boyle La ley de Boyle establece que a temperatura y cantidadconstante de gas, el volumen del gas es inversamente proporcional a su presión. Pα 1/V P x V = constante P1 x V1 = P2 x V2

  9. Ejemplo: Una muestra de gas del cloro ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg. ¿Cuál es la presión del gas (en mmHg) si el volumen está reducido a temperatura constante de 154 mL?

  10. Relación Temperatura-Volumen: Ley de Charles A cantidad y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. VαT V = constante T

  11. Relación Temperatura-Presión: Ley de Gay Lussac A cantidad y volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. PαT P = constante T

  12. Ejemplo: Una muestra del gas CO ocupa 3,20 L a 125 0C. ¿A qué temperatura este gas ocupará un volumen de 1,54 L si la presión permanece constante?

  13. Relación Presión-Volumen-Temperatura: Ley de Boyle Ley de Boyle P1V1 = P2V2 V P Inversamente proporcional Ley General de los gases Ley de Gay - Lussac Ley de Charles P1V1 = P2V2 T1 T2 P1/T1 = P2/T2 V1/T1 = V2 /T2 Directamente proporcional Directamente proporcional T

  14. Relación cantidad-volumen: Ley de Avogadro Establece que un volumen de gas a una temperatura y presión dadas es directamente proporcional al número de moles del gas.

  15. 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O Ejemplo: El Amoniaco se quema en presencia de oxigeno para producir oxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuanto volumen de NO es obtenido de 1 volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión?

  16. Considere las tres leyes de los gases • Combinando las tres leyes generales de los gases obtenemos: • Ley de Boyle: • Ley de Charles: • Ley de Avogadro:

  17. La ecuación de los Gases Ideales • Si designamos R como la constante de • proporcionalidad, llamada • constante de losgases, entonces la • ecuación del gas ideal es: • Con R = 0.08206 L·atm/mol·K = 8.314 J/mol·K

  18. Ejemplo: ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49,8 g de HCl a TPE? 5.4

  19. Ejemplo: El Argón es un gas inerte usado en ampolletas para retardar la vaporización del filamento. Ciertas ampolletas contienen argón a 1,20 atm. Al encenderlas pasan de 18 0C a 85 0C a volumen constante. ¿Cuál es la presión final (en atm) del argón en la ampolleta?

  20. Volumen de 1 mol de gas Hemos definido la temperatura y presión estándar (TPE) como: 0C = 273.15 K ; 1 atm. El Volumen de 1 mol de gas a TPE es:

  21. Las Condiciones de Temperatura y Presión Estándar (TPE) son: T = 0°C=273 K ; P = 1 atm

  22. Relacionando la ecuación de Gas Ideal y las leyes de los gases En general, si tenemos un gas bajo dos condiciones experimentales, podemos escribir la relación:

  23. Aplicaciones de la ecuación de los Gases Ideales Densidades de los gases y masa molar Sabemos que Reordenando la ecuación del gas ideal con M como masa molar

  24. La masa molar de un gas La masa molar de un gas puede ser determinado a través dela relación:

  25. Ejemplo: La masa de un matraz es de 134,567 g el que es llenado con un gas desconocido hasta una presión de 735 torr a 31°C. Se determina nuevamente la masa que es 137,456 g. Después el matraz se llena con agua siendo su masa de 1067,9 g. La densidad del agua es 0,997 g/cm3 a los 31°C. Determine la masa molar del gas.

  26. Ley de Dalton: Las Presiones Parciales • La Ley de Dalton establece que en una mezcla • de gases la presión total esta dada por la • suma de las presiones parciales • de cada componente: • Cada uno de los gases obedece la ecuación de los gases ideales:

  27. Ley de Dalton V y T son constantes Ptotal= P1 + P2 P1 P2

  28. PA = nART nBRT V V PB = nA nB nA + nB nA + nB XA = XB = Considere el caso en el cual dos gases, A y B, están en un contenedor de volumen V. nA es el número de moles de A nB es el número de moles de B PT = PA + PB PA = XAPT PB = XBPT Pi = XiPT

  29. Ejemplo: Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de CH4, 0.421 moles de C2H6, y 0.116 moles de C3H8. Si la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿Cuál es la presión parcial del propano (C3H8)?

  30. Ejercicios 1 PEP

  31. 1.- La configuración electrónica del ión S-2 es: 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 De los siguientes elementos, el que presentará un valor muy alto de su segunda energía de ionización, comparada con la primera es: Ca Li Al Mg O

  32. Las propiedades físicas de los compuestos iónicos corresponden a: • Son sólidos con puntos de fusión y de ebullición elevados • Son solubles en solventes apolares • Conducen la electricidad cuando están fundidos • Son volátiles • I y III • II y IV • Sólo IV • Sólo III • Sólo I

  33. El carácter del enlace en los siguientes elementos o compuestos: Cl2 Cl2O CsCl es, respectivamente: Iónico, covalente apolar, covalente polar Covalente apolar, covalente polar, iónico Iónico, covalente polar, covalente apolar Covalente polar, covalente apolar, iónico Covalente apolar, iónico, covalente polar

  34. El fluoruro de xenón está formado por moléculas del tipo XeFn, donde n es un número natural. Si la masa de 9,03 · 1020 moléculas del compuesto es 0,311 g, el valor de n será: 1 2 3 4 5

  35. Las formas geométricas de las siguientes especies: NH4+ NH3 NH2- Son, respectivamente: Piramidal tetragonal, tetraédrica, angular Tetraédrica, piramidal trigonal, angular Angular, tetraédrica, piramidal tetragonal Piramidal tetragonal, piramidal trigonal, angular Angular, piramidal trigonal, tetraédrica

  36. 75.- Entre los siguientes compuestos, el que tiene enlaces • covalentes es: • RbCl • BaO • MgF2 • NO2 • NaCl • 76.- Entre las siguientes moléculas, son apolares: • SiCl4 • NH3 • CO2 • H2S

  37. Cálculo de la fórmula empírica • Supongamos que partimos de 100 g de sustancia. • Si dividimos el % de cada átomo entre su masa atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos-gramo) de dicho átomo. • La proporción en moles es igual a la que debe haber en átomos en cada molécula. • Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de moles. • Por último, si quedan números fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que queden números enteros.

  38. Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34,8 % de O, 13 % de H y 52,2 % de C. C2H6O

  39. Fórmulas Moleculares a partir de Fórmulas Empíricas La Fórmula molecular la podemos determinar si conocemos la fórmula empírica (obtenida a partir de la composición porcentual) además del peso formula o molecular del compuesto. El peso molecular (PM) del ácido ascórbico es de 176 g/mol. Formula empírica C3 H4O3 PF = 3 (12 g/mol) PM = 176 g/mol = 2 4 (1,0 g/mol) PF 88,0 g/mol 3 (16 g/mol) 88,0 g/mol Es decir, los subíndices de la fórmula empírica deben multiplicarse por dos. Fórmula molecular del ácido ascórbico C6H8O6

  40. Ejemplo: Determinar la formula empírica y la formula molecular de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual: 62.58% C, 9.63% H, y 27.79% O. Experimentalmente se determino que la masa molecular es 230 g/mol. formula empírica es C6H11O2 formula molecular C12H22O4

  41. El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular? Fórmula empírica: CH2 Fórmula molecular: C3H6 Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto? Fórmula empírica: Fe2S3 Fórmula molecular:Fe2S3

  42. Por combustión de 0.171g de azúcar en atmósfera de oxígeno, se obtuvieron única y exclusivamente 2.264g de CO2 y 0.099g de H2O. Determine la composición porcentual del azúcar, fórmula empírica y formula molecular si la masa molar es de 180g/mol

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