gases

GASES

GASES

Disposición y distancia entre las moléculas según el estado de la materia

Características de los Gases
• Los gases adoptan la forma del recipiente que los contiene.
• Pueden ser comprimidos a menores volúmenes.
• Cuando en un recipiente hay 2 o mas gases, difunden
mezclándose homogéneamente y uniformemente.
• Sus densidades son mucho menores que la de los líquidos ysólidos.
• Ejercen presión sobre su entorno.
Por lo tanto hay que ejercer presión para contenerlos.

Presión
Se define como fuerza por unidad de área.

Unidad en SI:

PASCAL (Pa)

Pa = Fuerza / área = N/m2 = kg/m seg2
N = kg m/seg2

Presión
PRESIÓN ATMOSFÉRICA:
Presión que ejercen los gases de la atmósfera sobre la tierra.

Barómetro.

Manómetro.

PRESIÓN
ATMOSFÉRICA: 760mmHg = 760 torr = 1 atm = 101325 Pa = 101,3 kPa

Teoría Cinética de los Gases
• Los gases están constituidos por partículas que se mueven en línea
recta y al azar.
• Las colisiones entre si y con las paredes del recipiente son
perfectamente elásticas: transferencia de energía completa y esta
permanece constante en el sistema.
• La Presión es fruto de estos choques y depende de lafrecuencia y
de la fuerza.
• Distancia de separación entre moléculas es mucho mayor que sus
propias dimensiones: tamaño y volumen despreciable.
• No hay fuerzas de atracción entre las moléculas que conforman el gas.

• Energía cinética promedio es proporcional a la temperatura del
sistema: Dos gases diferentes a la misma temperatura tendrán la
misma Energía Cinética promedio.

Gases IdealesLa teoría cinética explica el comportamiento de los gases a
nivel molecular y la influencia que tiene dicho
comportamiento sobre lo que observamos a nivel
macroscópico

Compresibilidad

Presión
Temperatura

Volumen

Ley de Boyle

(1627-1691)

V = k 1/P
P.V = k.1/P.P
Entonces:

P.V = k
Por lo que:

Pi. Vi = Pf. Vf
Siempre que n y T permanezcan constantes
Unidades:Volumen = L
Presión = atm

Veamos un ejemplo
Una muestra de He ocupa 500 cm3 a 2,00 atm. Suponiendo que la
Temperatura permanece constante: ¿Qué Volumen ocupará dicho
gas a 4 atm?
Datos:
Vi = 0,5 L
Pi = 2 atm
Pf = 4 atm
Vf = ?

Utilizando la Ley de Boyle

Pi. Vi = Pf. Vf

»

Vf = (Pi. Vi) / Pf

Reemplazando:

Vf = (2 atm . 0,5 L) / 4 atm
Vf = 0,25 L
Rta: Vf = 0,25 L

Ley deCharles

V=k.T
Reordenando

V/T=k

Por lo que

Vi / Ti = Vf / Tf

Siempre que n y P permanezcan constantes
Escala Kelvin = Temp ° C + 273,15

(1746-1823)

Veamos un ejemplo
250 mL de Cl2 medidos a 273 K son calentados a presión constante
hasta alcanzar una temperatura de 373 K. ¿Cuál es el Volumen final
que ocupa el gas?
Datos:
Vi = 0,25 L
Ti = 273 K
Tf = 373 K
Vf = ?Aplicando la Ley de Charles

Vi / Ti = Vf / Tf

Reordenando y Reemplazando

Vf = (0,25 L . 373 °K) / 273 °K
Vf = 0,341 L
Rta: Vf = 0,341 L

Ley de Gay Lussac

De manera análoga P = k T »

(1778-1850)

Pi / Ti = Pf / Tf

Siempre que n y V permanezcan constantes

Veamos un ejemplo
250 mL de Cl2 medidos a 273 K a una Presión de 1 atm son
calentados a volumen constante hastaalcanzar una temperatura de
373 K. ¿Cuál será la Presión final del gas?
Aplicando la Ley de Gay Lussac

Datos:
Pi = 1 atm
Ti = 273 ° K
Tf = 373 ° K
Pf = ?

Pi / Ti = Pf / Tf

Reordenando y Reemplazando
Pf = (1 atm . 373 K) / 273 K
Pf = 1,37 atm

Rta: Pf = 1,37 atm

Ley de Avogadro

(1776-1856)

Ley de Avogadro
100
90
80

V (en Litros

70
60
50
40
30
20
10
0
00,5

1

1,5

2

2,5

3

n (nùmero de moles)

De esta manera

V=kn »
Vi / ni = Vf / nf
Siempre que P y T permanezcan constantes

3,5

4

4,5

Veamos un ejemplo
Inicialmente se tiene 0,5 moles de Cl2 que ocupan un volumen de
11,2 L. Si luego de cierto experimento a presión y temperatura
constante se tienen 10 moles de Cl2. ¿Cuál será el volumen final del
gas?...