1. Gases
Capítulo 5

2. Los siguientes son elementos que pueden existir como
gases a una temperatura de 25°C y 1 atm de presión
5.1

3. Elementos que existen como gases a una temperatura de 25°C y 1 atm de presión
5.1

4. Características físicas de los gases
• Son capaces de adquirir cualquier forma
• Son compresibles
• Pueden mezclarse con todo tipo de elementos con
mucha facilidad
• Tienen una densidad mucho menor que los solidos y los
líquidos.
5.1

5. Fuerza
Presión =
Área
(Fuerza = masa aceleración)
Unidades de presión
1 Pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa
Barometro
5.2

6. 16 Km 0.2 atm
6.4 Km 0.5 atm
Nivel del mar 1 atm
5.2

7. Manómetros usados para medir la presión
Vacío
Mercurio
5.2

8. Instrumentos utilizados para comparar
el volumen y la presión de un gas
Si la presión aumenta entonces… el volumen decrece 5.3

9. Ley de Boyle
P 1/V
P x V = constante Temperatura constante
P1 x V1 = P2 x V2
5.3

10. Una muestra de cloro en estado gaseoso ocupa un
volumen de 946 mL y se encuentra a una presión de
726 mmHg. ¿Cuál es la presión que se necesita para
que el volumen disminuya a 154 mL si la temperatura
de la muestra es constante?
P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
P1 = 726 mmHg P2 = ?
V1 = 946 mL V2 = 154 mL
P1 x V1 726 mmHg x 946 mL
P2 = = = 4460 mmHg
V2 154 mL
5.3

11. Expansión de un gas
Tubo de
ensayo
Mercurio
Gas
Temperatura Temperatura
baja alta
Si la temperatura aumenta entonces... el volumen aumenta 5.3

12. Variación del volumen de un gas
con respecto a la temperatura
Ley de Charles
y Gay-Lussac
V T La temperatura debe ser
V = constante x T expresada en °K
V1/T1 = V2 /T2 T (K) = t (0C) + 273.15 5.3

13. Una muestra de monóxido de carbono en estado
gaseoso se encuentra a una temperatura de 125°C. Si
el volumen inicial de la muestra es de 3.2 litros, ¿Qué
temperatura debe tener el sistema si se quiere reducir
el volumen a 1.54 litros?
V1 /T1 = V2 /T2
V1 = 3.20 L V2 = 1.54 L
T1 = 398.15 K T2 = ?
T1 = 125 (0C) + 273.15 (K) = 398.15 K
V2 x T1 1.54 L x 398.15 K
T2 = = = 192 K
V1 3.20 L
5.3

14. Ley de Avogadro
V número de moles (n)
Temperatura constante
V = constante x n Presión constante
V1 / n1 = V2 / n2
5.3

15. El amoniaco reacciona con el oxígeno para formar NO
y vapor de agua. Si se utilizan X litros de amoniaco,
¿cuantos litros de NO se formarán a temperatura y
presión constantes?
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
1 mol NH3 1 mol NO
con temperatura y presión constantes…
1 volumen NH3 1 volumen NO
5.3

16. 5.3

17. 5.3

18. 5.3

19. Ecuación de los gases ideales
Ley de Boyle: V 1 (T y n constantes)
P
Ley de Charles: V T (P y n constantes)
Ley de Avogadro: V n (P y T constantes)
nT
V
P
nT nT
V =constante x =R R = constante
P P universal de los gases
PV = nRT
5.4

20. Cuando en una muestra la temperatura es 0°C y la
presión es 1 atm, se dice que ésta se encuentra en
condiciones normales de presión y temperatura.
Se ha demostrado que en condiciones normales
de presión y temperatura, 1 mol de un gas ideal
ocupa 22.414 litros de volumen.
PV = nRT
PV (1 atm)(22.414L)
R= =
nT (1 mol)(273.15 K)
R = 0.082057 L • atm / (mol • K)
5.4

21. ¿Cuál es el volumen en litros que ocupan 49.8 gramos
de ácido clorhídrico (HCL) a presión y temperatura
normales? T = 0 0C = 273.15 K
P = 1 atm
PV = nRT
1 mol HCl
nRT n = 49.8 g x = 1.37 mol
V= 36.45 g HCl
P
L•atm
1.37 mol x 0.0821 mol•K
x 273.15 K
V=
1 atm
V = 30.6 L
5.4

22. El argón es un gas inerte que se usa en algunas
bombillas para retrasar la vaporización del filamento.
Cierto foco contiene argón a 1.2 atm de presión y
cambia de temperatura desde 18°C hasta 85°C. ¿Cuál
es la presión final del argón en atm si el volumen del
sistema es constante?
PV = nRT n, V y R son constantes
nR P
= = constante P1 = 1.20 atm P2 = ?
V T
T1 = 291 K T2 = 358 K
P1 P2
=
T1 T2
T2
P2 = P1 x = 1.20 atm x 358 K = 1.48 atm
T1 291 K
5.4

23. Densidad
d= m = PM M masa del gas en gramos
V RT M molaridad del gas
Molaridad de un gas
dRT
M= d densidad del gas en g/L
P
5.4

24. Un contenedor de 2.1 litros contiene 4.65 gramos de
un gas a 1 atm de presión a 27°C. ¿Cuál es la
molaridad del gas?
dRT m = 4.65 g = 2.21 g
M= d=
P V 2.10 L L
g L•atm
2.21 x 0.0821 mol•K
x 300.15 K
L
M=
1 atm
M = 54.6 g/mol
5.4

25. Estequiometría de los gases
Reactante Moles del Moles del Producto
(gramos) reactante producto (gramos)
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1 atm
de presión cuando 5.6 gramos de glucosa son usados
en la siguiente reacción:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)
g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
1 mol C6H12O6 6 mol CO2
5.60 g C6H12O6 x x = 0.187 mol CO2
180 g C6H12O6 1 mol C6H12O6
L•atm
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K
nRT mol•K
V= = = 4.76 L
P 1.00 atm
5.5

26. Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son
constantes
Al combinar
los gases
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
5.6

27. Considerar un caso en el cual dos gases, A y B, se
encuentran en un contenedor de volumen V.
nART
PA = nA es el número de moles de A
V
nBRT nB es el número de moles de B
PB =
V
nA nB
PT = PA + PB XA = XB =
nA + nB nA + nB
PA = XA PT PB = XB PT
ni
Pi = Xi PT Fracción molar (Xi) =
nT
5.6

28. 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 de 1.37 atm, ¿Cuál es
la presión parcial del propano (C3H8)?
Pi = Xi PT PT = 1.37 atm
0.116
Xpropano = = 0.0132
8.24 + 0.421 + 0.116
Ppropano = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm
5.6

29. Contenedor de oxígeno y
vapor de agua
2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)
PT = PO2 + PH2 O
5.6

30. 5.6

31. La Química en acción:
El buceo y las leyes de los gases
Profundidad Presión
(ft) (atm)
0 1
33 2
66 3
P V
5.6

32. Teoría cinético molecular de los gases
1. Un gas se compone de moléculas separadas una de la otra
por distancias más grandes que sus propias dimensiones.
Dichas moléculas pueden ser consideradas gráficamente
como puntos; es decir, su volumen puede ser despreciable.
2. Las moléculas de los gases siempre están en un contínuo
movimiento desordenado y chocando en todas direcciones
unas con otras. Los choques entre las moléculas del gas
son perfectamente elásticos.
3. Las moléculas de los gases no ejercen fuerzas de atracción
o repulsión entre ellas.
4. La energía cinética promedio de las moléculas del gas es
directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Cualquier gas a la misma temperatura tiene la misma
energía cinética KE = ½ mu2
5.7

33. Energía cinética en los gases
• Compresibilidad de los gases
• Ley de Boyle
P número de colisiones con las paredes del recipiente
Número de colisiones densidad
Densidad 1/V
P 1/V
• Ley de Charles
P número de colisiones con las paredes del recipiente
Número de colisiones energía cinética media de un grupo de
moléculas en un gas
Energía cinética media T
P T
5.7

34. Energía cinética en los gases
• Hipótesis de Avogadro
P número de colisiones con las paredes del recipiente
Número de colisiones densidad
La densidad n
P n
• Ley de Dalton de las presiones parciales
Las moléculas no se atraen ni se repelen
La presion creada por un tipo de molécula no es afectada por la
presencia de otro gas
Ptotal = Pi
5.7

35. Instrumentos para el estudio de la velocidad molecular
Bomba de la
aspiradora
Moléculas
lentas
Horno Moléculas
rápidas
Detector
Rotor de
corte Velocidad
normal
5.7

36. Diferencias entre la velocidad de
tres gases distintos a la misma
temperatura
Velocidades de las moléculas de
gas nitrógeno a tres
temperaturas diferentes.
urms = 3RT
M
5.7

37. Átomos enfriados
Distribución de
la velocidad
según Maxwell
Átomos gaseosos de rubidio
1.7 x 10-7 K
Condensado Bose-Einstein

38. Difusión de gas: Mezcla gradual de las moléculas de dos
gases distintos propiciada por las propiedades cinéticas de los
mismos.
r1 M2
=
r2 M1
NH4Cl
NH3 HCl
17 g/mol 36 g/mol
5.7

39. Efusión de gas: Proceso por el cual un gas a cierta presión
escapa de un contenedor a otro por medio de una pequeña
abertura.
Vacío
r1 t2 M2
= =
r2 t1 M1
La fórmula de una mezcla es Ni(Co)x. ¿Que valor se le debe
dar a “x” para que en las mismas condiciones el gas metano
obtenga un valor de efusión 3.3 veces mayor que la mezcla
de niquel?
r1 2
r1 = 3.3 x r2 M2 = (r ) 2
x M1 = (3.3)2 x 16 = 174.2
M1 = 16 g/mol 58.7 + x • 28 = 174.2 x = 4.1 ~ 4
5.7

40. Comportamiento de un gas ideal
1 mol de gas ideal
Fuerzas de repulsión
PV = nRT
PV = 1.0 Gas ideal
n=
RT
Fuerzas de atracción
5.8

41. Demostración del efecto de las fuerzas de
presión producidas por un gas
5.8

42. Ecuación de Van der Waals
para gases no ideales
an2 (V – nb) = nRT
( P + V2 )
}
}
Presión Volumen
corregida corregido
5.8