gases

Gases

1. Gases
Capítulo 5
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2. Elementos que existen como gases a 25
0
C y 1 atmósfera
5.1

3. 5.1

4. 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. 
5.1
Características físicas de los gases

5. Unidades de presión
1 pascal (Pa) = 1 N/m
2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101,325 Pa
5.2
Barómetro
Presión = 
Fuerza
Área
Presión
atmosférica

6. Nivel del mar1 atm
4 millas 0.5 atm
10 millas 0.2 atm
5.2
Columna
de aire

7. 5.2
Manómetros usados para medir las presiones de los gases
GasGas
Vacío

8. 5.3
Como P (h) Aumenta V Disminuye
Aparato para estudiar la relación
entre presión y volumen de un gas

9. P a 1/V
P x V = constante
P
1
 x V
1
 = P
2
 x V
2
5.3
Ley de Boyle
A temperatura constante,
cantidad constante de
gas 

10. 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?
P
1
x V
1
= P
2
x V
2
P
1
= 726 mmHg
V
1
= 946 mL
P
2
= ?
V
2
= 154 mL
P
2 =
P
1
x V
1
V
2
726 mmHg x 946 mL
154 mL
= = 4460 mmHg
5.3

11. Como T Aumenta V Disminuye
5.3
Expansión y contracción del gas
Tubo
capilar
Mercurio
Temperatura
baja
Temperatura
alta

12. Variación del volumen de gas con la temperatura
a presión constante
5.3
V a T
V = constante x T
V
1
/T
1
= V
2
/T
2
T (K) = t (
0
C) + 273.15
Ley de
Charles y
Gay-Lussac
La temperatura será
en escala Kelvin

13. Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa
3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará
un volumen de 1.54 L si la presión permanece
constante?
V
1
= 3.20 L
T
1
= 398.15 K
V
2
= 1.54 L
T
2
= ?
T
2 =
V
2
x T
1
V
1
1.54 L x 398.15 K
3.20 L
= = 192 K
5.3
V
1
/T
1
= V
2
/T
2

14. Ley de Avogadro
V a número de moles (n)
V = constante x n
V
1
/n
1
= V
2
/n
2
5.3
A temperatura
constante, presión
constante
moléculas
volúmenes
molécula
molesmole
moléculas
volúmenesvolumen
moles

15. El amoniaco se quema en oxígeno para formar óxido
nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de
NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma
temperatura y presión?
4NH
3
+ 5O
2
4NO + 6H
2
O
1 mole NH
3
1 mole NO
A T y P constante
1 volumen NH
3
1 volumen NO
5.3

16. Ecuación del gas ideal
5.4
Ley de Charles : V a T (a n y P constante)
Ley de Avogadro : V a n (a P y T constante)
Ley de Boyle : V a (a n y T constante)
1
P
V a
nT
P
V = constante x = R
nT
P
nT
P
R es la constante de gas
PV = nRT

17. Las condiciones 0
0
C y 1 atm son llamadas
temperatura y presión estándar (TPE).
PV = nRT
R =
PV
nT
=
(1 atm)(22.414L)
(1 mol)(273.15 K)
R = 0.082057 L • atm / (mol • K)
5.4
Los experimentos muestran que a TPE, 1 mol de
un gas ideal ocupa 22.414 L.

18. ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de
HCl a TPE?
PV = nRT
V =
nRT
P
T = 0
0
C = 273.15 K
P = 1 atm
n = 49.8 g x
1 mol HCl
36.45 g HCl
= 1.37 mol
V =
1 atm
1.37 mol x 0.0821 x 273.15 K
L•atm
mol•K
V = 30.6 L
5.4

19. El argón es un gas inerte usado en las bombillas para
retardar la vaporización del filamento. Una cierta
bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18
°
C se
calienta a 85 °C a volumen constante. ¿Cuál es la
presión final del argón en la bombilla (en atm)?
PV = nRT n, V y R son constantes
nR
V
=
P
T
= constante
P
1
T
1
P
2
T
2
=
P
1
= 1.20 atm
T
1
= 291 K
P
2
= ?
T
2
= 358 K
P
2
= P
1
x
T
2
T
1
= 1.20 atm x
358 K
291 K
= 1.48 atm
5.4

20. Cálculos de densidad (d)
d =
m
V
=
PM
RT
m es la masa del gas en g
M es la masa molar del gas
Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa
dRT
P
M = d es la densidad del gas en g/L
5.4

21. Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00
atm cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la
reacción?:
C
6
H
12
O
6
(s) + 6O
2
(g) 6CO
2
(g) + 6H
2
O (l)
g C
6
H
12
O
6
mol C
6
H
12
O
6
mol CO
2
V CO
2
5.60 g C
6
H
12
O
6
1 mol C
6
H
12
O
6
180 g C
6
H
12
O
6
x
6 mol CO
2
1 mol C
6
H
12
O
6
x = 0.187 mol CO
2
V =
nRT
P
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K
L•atm
mol•K
1.00 atm
= = 4.76 L
5.5
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen

22. Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son
constantes
P
1
P
2
P
total
= P
1
+ P
2
5.6
Combinación
de gases

23. Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un
recipiente de volumen V.
P
A
=
n
A
RT
V
P
B
=
n
B
RT
V
n
A
es el número de moles de A
n
B
es el número de moles de B
P
T
= P
A
+ P
BX
A
=
n
A
n
A
+ n
B
X
B
=
n
B
n
A
+ n
B
P
A
= X
A
P
T
P
B
= X
B
P
T
P
i
= X
i
P
T
5.6

24. Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de
CH
4
, 0.421 moles de C
2
H
6
, y 0.116 moles de C
3
H
8
. Si
la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuál es la
presión parcial del propano (C
3
H
8
)?
P
i
= X
i
P
T
X
propano
=
0.116
8.24 + 0.421 + 0.116
P
T
= 1.37 atm
= 0.0132
P
propano
= 0.0132 x 1.37 atm= 0.0181 atm
5.6

25. Teoría cinética molecular de los gases
1.Un gas está compuesto de moléculas que están separadas
por distancias mucho mayores que sus propias
dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como
puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen
despreciable.
2.Las moléculas de los gases están en movimiento constante
en direcciones aleatorias. Las colisiones entre las
moléculas son perfectamente elásticas.
3.Las moléculas de gas no ejercen fuerzas atractivas ni
repulsivas entre sí.
4.La energía cinética promedio de las moléculas es
proporcional a la temperatura del gas en kelvins.
Cualquiera de los dos gases a la misma temperatura
tendrán la misma energía cinética promedio.
5.7

26. 2KClO
3
(s) 2KCl (s) + 3O
2
(g)
Botella llena de
oxígeno gaseoso y
vapor de agua
P
T
= P
O
+ P
H O
2 2 5.6
Botella llenándose con
oxígeno gaseoso
Botella llena de agua
lista para colocarse
en la tina de plástico

27. Teoría cinética de los gases y…
•Compresibilidad de los gases
•Ley de Boyle
P a velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión a densidad numérica
Densidad numérica a 1/V
P a 1/V
•Ley de Charles
P a velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión a energía cinética promedio de
las moléculas de gas
Energía cinética promedio a T
P a T
5.7

28. Teoría cinética de los gases y…
•Ley de Avogadro
P a velocidad de colisión con las paredes
Velocidad de colisión a densidad numérica
Densidad numérica a n
P a n
•Ley de Dalton de las presiones parciales
Las moléculas no se atraen o repelen entre sí
P ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la
presencia de otro gas
P
total
= SP
i
5.7

29. Aparato para estudiar la distribución de la velocidad
molecular
5.7
Moléculas
lentas
Moléculas
rápidas
Motor
A la bomba de vacío
Detector
Alternador con
rendija giratoria
Horno
Detector
Moléculas
con velocidad
promedio

30. La distribución de las velocidades
para moléculas de gas nitrógeno
a tres temperaturas diferentes
La distribución de las velocidades
de tres diferentes gases
a la misma temperatura
5.7
u
rms
=
3RT
MÖ
Velocidad molecular
Velocidad molecular
V
e
l
o
c
i
d
a
d

m
o
l
e
c
u
l
a
r
V
e
l
o
c
i
d
a
d

m
o
l
e
c
u
l
a
r

31. Difusión de gas es la mezcla gradual de las moléculas de un
gas con moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades
cinéticas.
5.7
NH
3
17 g/mol
HCl
36 g/mol
NH
4
Cl

32. Desviación del comportamiento ideal
1 mol de gas ideal
PV = nRT
n =
PV
RT
= 1.0
5.8
Fuerzas de repulsión
Fuerzas de atracción
Gas ideal

33. Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión
ejercida por un gas
5.8