Gases

UNI-FIQT

AACB

ESTADOS GASEOSO

Profesor: Jaime Flores

F2

I2

Halógenos

Cl2

Br2

CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES
- Se expande hasta rellenar cualquier
volumen (expandibilidad)
- Compresibilidad
- Se mezcla fácilmente con otros gases para
dar mezclas homogéneas (difusibilidad)
- Este comportamiento se debe a la
existencia de una distancia muy grande
entre las moléculas, debido a la fuerza derepulsión entre las moléculas.

VARIABLES DE ESTADO DE UN GAS
Un gas queda definido por cuatro variables:
- Cantidad de sustancia  mol
- Volumen  L, m3
- Presión atmósfera, mm de Hg, Pascal
- Temperatura  grados Celsius, kelvin

UNIDADES Y EQUIVALENCIAS
DE PRESIÓN
Atmósfera (atm)
Milimetros de mercurio (mm Hg)
Torricelli (torr)
Newton por metro cuadrado
(N/m2) = Pascal (Pa)
Kilopascal (kPa =1000 Pa)
Bar (bar)

Presión atmosférica
estándar o normal
1 atm = 760 mm Hg
= 760 torr
= 101 325 Pa
= 101,325 kPa
= 1,01325 bar
= 10,33 m
 de agua
= 1033 g 2

cm

1 mm de Hg = 1 torr

;

1atm ≈ 1 bar

PRESIÓN BAROMÉTRICA
Es la presión que ejercen los gases de la atmósfera sobre los objetos.
Cuando se mide a nivel del mar se denomina presión atmosférica estándar
o normal.

1 atm = 760 mm de HgBarómetro de mercurio

LA PRESIÓN BAROMÉTRICA
DEPENDE DE LA ALTURA
GEOGRÁFICA
(altitud sobre el nivel del mar)

PRESIÓN DE UN GAS
• Presión absoluta: Es la presión total o real que el
gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo
contiene.
• Presión manométrica: Es la presión relativa del
• gas, medida en comparación con la presión
externa. Se mide con los manómetros.
Pabs = Pman + PbarManómetros
Son equipos que permiten medir la presión de los gases confinados en un
recipiente. El más común es el manómetro de mercurio (en U).

(a) Presión del gas igual a
la presión barométrica

(b) Presión del gas mayor
que la presión barométrica

∆P = Presión manométrica

(c) Presión del gas menor
que la presión barométrica

LEYES EMPÍRICAS DE LOS GASES
IDEALES
Las leyes empíricas son aquellasque se originan
directamente de la experimentación.
La Ley de Boyle
: Procesos isotérmicos
La ley de Charles
: Procesos isobáricos
La ley de Gay-Lussac : Procesos isocóricos
La Ley de Avogadro
La ley de Dalton
La ley de Graham

La ley de Boyle

La Ley de Charles

Las leyes de los gases ideales

Presión

P1
T1

T2

T2>T1

P2 > P1
P2
Charles

Boyle

Gay-Lussac

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES
(Leycombinada)

Si

Masa (1) =

P1 V1 P2 V2
=
T1
T2

Masa (2)

P1
P2
=
D1T1
D2T2

Ley de Avogadro
El volumen de un gas es directamente proporcional a
la cantidad de materia (número de mol), a presión y
temperatura constantes.

V  n (si T y P ctes.)

2V

V

V = k.n

0 ,5 V

A Condiciones Normales:

1 mol gas = 22,4 L

P, T

P, T

P, T

Ecuación de Estado de los Gases
Ideales
• Ley de Boyle

V  1/P

• Ley de Charles

VT

• Ley de Avogadro

Vn

V

nT
P

PV = n RT
La ecuación de estado permite relacionar las variables del
estado gaseoso para un gas en un “estado” o instante.

La constante universal de los gases, R

PV= n R T
PV
R=
nT
R = 0,082 atm. L .mol-1 .K-1
R = 8,314 kPa. L.mol-1 .K-1
R = 62,4 mm de Hg. mol-1 .K-1

Condiciones Normales (C.N.)
• Las propiedades de los gases dependende las
condiciones a la que se encuentre:

P = 1 atm = 760 mm de Hg
T = 0 °C

= 273 K

En C.N. : 1 mol de gas → 22,4 L

Mezcla de Gases (solución gaseosa)
• Los gases forman mezcla
homogeneas.
• Las leyes de los gases se
pueden aplicar a mezclas
de gases.
• Presión Parcial
Cada componente de una mezcla gaseosa ejerce
una presión igual a la que ejercería si ocupara
solo el volumen total delrecipiente, a la misma
temperatura.

Ley de Dalton, de las presiones Parciales
(Modelo Microscópico)

Al mantenerse el volumen constante, el aumento del número de
moléculas origina un aumento de la presión total de la mezcla
de gases.

Presión total

Presiones Parciales

pa = naRT/V

pb = nbRT/V
Ley de Dalton

Pa
Pt

=

naRT/V
ntRT/V

na
=
nt

P a = ya P t

Pt = ntRT/V

Pt = Pa + Pb
na
nt

=

ya...