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Descripción de los 3 estados de la materia Química General II Estado Gaseoso
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Descripción de los 3
estados de la materia
Química General II
Estado Gaseoso
Clasificación de los Estados de
la Materia.
Gases Líquidos Sólidos
1. Carecen de forma definida,
llenan completamente el
recipiente.
1. Carecen de forma
definida, adoptan la forma del
recipiente.
1. Forma definida (resisten a
la deformación)
2. Compresibles 2. Ligeramente compresibles.
Volumen definido.
2. Casi incompresibles
3. Baja densidad 3. Alta densidad. 3. Mayor densidad que los
líquidos
4. Fluidos 4. Fluidos 4. No son fluidos.
5. Se difunden con rapidez 5. Se difunden a través de
otros líquidos
5. Se difunden muy
lentamente a través de otros
sólidos.
6. Partículas extremadamente
desordenadas, mucho espacio
vacío, movimiento aleatorio en 3
direcciones.
6. Conjuntos desordenado de
partículas muy cercanas entre si,
con movimiento aleatorio
tridimensional.
6. Orden determinado de
partículas, únicamente con
movimiento vibratorio, partículas
muy cercanas entre si.
Estados de la materia
Comportamiento de los gases.
No tienen forma definida.
Se difunden del lugar con mayor concentración al lugar con menor concentración.
Se mezclan perfectamente entre si, dando mezclas homogéneas.
Son compresibles (al aumentar la presión, disminuye el volumen).
Comportamiento de los gases
Son muy poco densos.
Son expandibles, las muestras gaseosas ocupan en su totalidad y de manera uniforme el recipiente que les contiene.
Ejercen presión en sus alrededores.
Comportamiento de los gases.
Elementos que existen en estado gaseoso a 1 atm y 25ºC.
Compuestos que existen en estado gasesos a 1 atm y 25ºC: HF, HCl, HBr, HI, CO, CO2, NH3, NO, NO2, N2O, SO2, H2S y HCN.
Teoría cinética de los gases.
Explica el comportamiento de un gas en
función de:
• Su movimiento
• Los cambios de temperatura que
experimenta.
Teoría cinética de los gases.
Las suposiciones principales son:
1. Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre si y ejercen muy poca atracción una con respecto a la otra, excepto a las temperaturas y presiones a las cuales se licua el gas.
Teoría cinética de los gases.
2. Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables. Las colisiones entre las moléculas de gas y las paredes del recipiente son elásticas (no hay ganancia o perdida neta de energía) y son responsables de la presión.
Teoría cinética de los gases.
3. La energía cinética promedio de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura absoluta de la muestra. Las energías cinéticas promedio de moléculas de gases distintos son iguales a una temperatura dada.
Presión
Se define como la
fuerza que actúa
sobre una unidad de
área.
El Pascal (Pa) es la
unidad de medida en
el sistema
internacional.
Presión atmosférica
Se debe al peso de
la columna de aire
de la atmósfera
sobre un punto
específico de la
corteza terrestre..
Usualmente se mide
en atmósferas (atm).
Unidades de medido de la
presión
1 atm = 14.69 lb/pulg2
1 mm Hg = 1 torr
El torr, se nombró así en honor a Evangelista Torricelli que inventó el
Barómetro (instrumento que se utiliza para medir la presión).
Ejercicios
1. Cuántas atm hay en 1000 torr.
2. A cuántas atm equivalen 205 torr, y
10,000 Pa?
3. A cuántos torr equivalen 760 mm Hg y
50,000 Pa?
Presión
La presión atmosférica
estándar (1 atm) es igual
a la presión que soporta
una columna de
mercurio de 760 mm de
altura a 0ºC y al nivel del
mar.
La presión atmosférica
cambia con la altura.
Manómetro
Leyes que rigen el
comportamiento de los gases.
Ley de Boyle
• Cuando la temperatura se mantiene
constante, el volumen de un gas varía
inversamente al cambio de presión.
Ley de Boyle
Ley de Boyle
Ley de Charles
A presión constante, el volumen de un
gas varía directamente con el cambio de
temperatura absoluta.
Ley de Charles
Ley de Charles
Ley de Charles
Ley de Gay-Lussac
A volumen constante, la presión de un
gas varía directamente con el cambio de
temperatura absoluta.
Ley de Gay-Lussac
Ley general de los gases
De las tres leyes anteriores se deduce esta ley.
• Siempre y cuando la masa del gas permanezca constante.
• Variación de la fórmula cuando se conoce la densidad. (Sabiendo que ρ = m/V)
Condiciones estándar de los
gases
Para los gases, las condiciones de
temperatura y presión estándar (T.P.E.)
son:
• Presión de 1 atm
• Temperatura de 0ºC = 273 K
Ejercicio
• Una masa de oxígeno ocupa 5.00 L bajo una
presión de 740 torr. Calcular el volumen de la
misma masa de gas a presión estándar,
manteniendo la temperatura constante.
Ejercicio
• Una masa de neón ocupa 200 cm3 a 100ºC.
Encontrar su volumen a 0ºC, manteniendo la
presión constante.
Ejercicio
• Un tanque de acero contiene CO2 a 27ºC y
una presión de 12.0 atm. Calcular la presión
interna del gas cuando el tanque y su
contenido se calientan a 120ºC sin variar el
volumen.
Ejercicios
• Dados 20.0 L de NH3 a 5ºC y 760 torr,
calcular el volumen a 30ºC y 800 torr.
• Un gas liberado durante la fermentación de
glucosa (elaboración del vino) tiene un
volumen de 0.78 L cuando se mide a 20.1 ºC
y 1.00 atm. ¿Cuál era el volumen de este gas
a la temperatura de fermentación 36.5 ºC y a
1 atm de presión?
Ejercicio
• La densidad del oxígeno es 1.43 g/L a T.P.E.
Determine la densidad del oxígeno a 17ºC y
700 torr.
Ejercicio
• La densidad del helio es 0.1786 Kg/m3 a
T.P.E., si una masa de helio se expande
1,500 veces su volumen inicial cambiando su
temperatura y presión. ¿Cuál será su
densidad resultante?
Ley de los gases ideales
Gas ideal: Es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente con la ecuación:
• Donde n = número de moles del gas (= gramos del gas (m) / Peso Molecular)
• Donde R = constante de los gases ideales.
Ley de los gases ideales
Esta ecuación es el resultado de
combinar las tres leyes que describen el
comportamiento de los gases ideales,
sin variar la masa.
Recordando de la química
general I ...
A T.P.E., 1 mol de un gas ocupa un
volumen de 22.4 L y muchos gases
reales se comportan como un gas ideal.
Ejercicios
• ¿Cuál es el volumen de un globo de gas que
se llena con 4 moles de helio cuando la
presión atmosférica es 748 mm de Hg y la
temperatura es de 30ºC?
Ejercicios
• ¿Cuál es la densidad del NH3 a 100ºC y 1.15
atm?
• Qué volumen ocupará, 1,216 g de SO2
gaseoso a 18ºC y 755 torr.
Ejercicios
Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g
de un gas a 1.00 atm y 27ºC.
a)Calcule la densidad del gas en g/L.
b)¿Cuál es el peso molecular del gas?
Ejercicios
El cianógeno es un gas tóxico que está
compuesto de 46.2% de C y 53.8% de N
en peso. A 25ºC y 750 mm de Hg, 1.05
g de cianógeno ocupan 0.500 L. ¿Cuál
es la fórmula molecular del cianógeno?
Principio de Avogadro
Volúmenes iguales de todos los gases a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.
Su aplicación práctica es en estequiometría de reacciones en fase gaseosa.
Principio de Avogadro
Ejercicios
• Qué volumenes de N2 y NH3 en las mismas
condiciones de presión y temperatura
reaccionan y se producen en la misma
reacción que consume 2.58 L de H2?
Ejercicios
• Qué volumen de HCl medido a 300ºC y 5.60
atm puede producirse por reacción de 15.2 L
de H2S (en las mismas condiciones de
presión y temperatura) con un exceso de Cl2?
8Cl2(g) + 8H2S(g) → S8(s) + 16HCl(g)
• Qué masa de azufre se forma?
Ejercicios
Si 0.500 moles de CS2 reaccionan con
oxígeno en su totalidad, ¿qué volumen
ocupara el SO2?
• A T.P.E.?
• A 640 mm Hg y 20ºC
CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g)
Ejercicio
La degradación metabólica de la glucosa C6H12O6 en nuestro organismo produce CO2, el cual es expelido por nuestros pulmones como gas.
C6H12O6(s) +6 O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(g)
- Calcular el volumen de CO2 seco producido a la temperatura corporal 37ºC y 1 atm cuando reaccionan 5.00 g de glucosa con 8 g de oxígeno.
Ejercicios
Cuántos litros de CO2 medidos a T.P.E. se
necesitan para reaccionar con 1 Kg de
Fe2O3(s)?
Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Cuántos L de CO2 se producirán a 18ºC y 640
mm Hg si reaccionan 450 L de CO en esas
condiciones?
Ejercicios
Se calienta una mezcla de 1.80 g de KClO3 y KCl hasta que se descompone todo el KClO3 en oxígeno y KCl. El oxígeno liberado, después de secarlo, ocupa 405 mL a 25ºC y a una presión barométrica de 755 torr.
1. Cuántos moles de O2 se produjeron?
2. Qué porcentaje de la mezcla original era KClO3?
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3 O2(g)
Ley de Dalton de las Presiones
Parciales
Establece que la presión total de una
mezcla de gases que no reaccionan
entre si, es igual a la suma de las
presiones parciales de todos los gases
presentes.
Pt = Pa + Pb+ Pc + ... +Pn
Ley de Dalton de las presiones
parciales
Este principio se basa en el supuesto de que todos los gases son ideales.
Por ejemplo:
Si en un recipiente cerrado de 1 L a temperatura constante se tiene un gas A a una presión = 0.2 atm y un gas B a una presión = 0.6 atm, la presión total es:
Pt = Pa + Pb = 0.2 atm + 0.6 atm = 0.8 atm
Ley de Dalton de las presiones
parciales
Los gases satisfacen la siguiente
ecuación:
nt = nA + nB + ... +nn
Entonces:
Ejemplos:
En un matraz de 10 L hay 0.2 moles de metano (CH4), 0.3 mol de H2 y 0.4 mol de N2 a 25ºC.
Cuál es la presión en atm en el interior del matraz, y cuál es la presión parcial de cada componente en la mezcla de gases.
Recolección de gases sobre
agua
Suponga la reacción:
En el experimento, el gas producido se suele recoger sobre agua, esto es posible debido a la baja solubilidad del mismo en agua. Otro gas como el NH3 no se podría recoger en agua.
Recolección de gases sobre
agua
Recolección de gases sobre
agua
Se aplica el siguiente análisis dado que
dentro de la botella invertida hay tanto
gas como vapor de agua.
Presión de vapor de agua
Ejemplo
Una muestra de 300 mL de hidrógeno se recogió sobre agua a 21ºC en un día en que la presión atmosférica era 748 torr. La presión de vapor del agua a 21ºC es de 19 torr.
a. Cuántos moles de hidrógeno se recogieron?
b. Cuál sería la masa de la muestra de hidrógeno?
Ejemplo
Calcule la masa de nitrógeno seco en
750 mL de nitrógeno húmedo
recolectado sobre agua a 25ºC y a 755
torr. La presión de vapor del agua a
25ºC es de 24 mm de Hg.
Ejemplo
Un trozo de sodio metálico se hace reaccionar con agua completamente como sigue:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g)
El hidrógeno gaseoso generado se recoge en agua a 25ºC. El volumen del gas es 246 mL medido a 1 atm. Calcule el número de gramos de sodio usados en la reacción. La presión de vapor de agua a 25ºC es de 0.0313 atm.
Difusión
Es el movimiento de un gas de un lugar de alta
concentración a uno de baja concentración.
Puede ocurrir a través de otro gas.
A pesar de que las moléculas del gas se
mueven a alta velocidad, la difusión de un gas
es un proceso gradual.
Difusión
Ley de difusión de Graham
Las velocidades de difusión de los gases
son inversamente proporcionales a la
raíz cuadrada de sus pesos moleculares
o densidades.
PM
PMVV
1
2
2
1
1
2
2
1 VV
Ejercicios
Calcule la razón de la velocidad de difusión del
metano con respecto a la del dióxido de
azufre.
Una muestra de 100 mL de hidrógeno
experimenta difusión a través de un recipiente
poroso con una velocidad cuatro veces mayor
que la de un gas desconocido. Encuentre el
peso molecular de este gas.
Ejercicios
Si un gas desconocido se difunde a una
velocidad que es 0.468 veces la del oxígeno a
la misma temperatura. ¿Cuál es el peso
molecular de este gas desconocido?
Coloque los gases siguientes en orden
creciente de velocidad molecular media a
25ºC: CO, SF6, H2S, Cl2 y HI.
Ejercicios
La presión en un recipiente que contenía
oxígeno puro descendió de 2,000 torr a 1,500
torr en 47 minutos, cuando el oxígeno se
escapó a través de un orificio pequeño hacia el
vacío. Cuando el mismo recipiente se llenó
con otro gas, la caída de presión fue de 2,000
torr a 1,500 torr en 74 minutos. ¿Cuál es el
peso molecular del segundo gas a temperatura
constante?
Ejercicio
Bajo ciertas condiciones de T y P, la
densidad de un gas X es 1.25 g/L. Un
volumen de 15 mL de gas X se difunde a
través de un aparato en 1 seg. La
velocidad de difusión de un gas Y a
través del mismo aparato es 20.4
ml/seg. Calcule la densidad del gas Y
bajo las condiciones experimentales.
OJO
• Leer los folletos: 1,2,3,4 y 5 de las hojas de
trabajo, y resolver las preguntas que se
hacen en los mismos. Todas las respuestas
están contenidas en la lectura.
