Gases_.pptx ............................

presentacion de gases y sus propiedades en especifico

1. APRENDIZAJES Y CRITERIOS DE EVALUACIÓN % EVALUACIÓN APRENDIZAJES ESPERADOS CRITERIOS DE EVALUACIÓN Identificar la teoría periódica y definir elementos, moléculas, así como los tipos generales de reacciones químicas.   Reconoce los distintos elementos y sus características de acuerdo a su ubicación en la tabla periódica y los diversos tipos de reacciones químicas y su importancia en seres vivos, ámbito industrial y farmacéutico.     10% Plantear y resolver ecuaciones químicas mediante procesos estequiométricos.   Identifica el principio de la conservación de la masa y la energía y lo emplea en el planteamiento de ecuaciones químicas.   5% Resuelve ecuaciones químicas aplicando técnicas estequiométricas. 10%   Aplica técnicas estequiométricas en la planeación y realización de prácticas de laboratorio. 10% Reconocer los principios de reactividad química considerando niveles de energía y estados líquido, sólido y gaseoso Resuelve problemas sobre gases considerando sus propiedades. 10% Identifica los tipos, clasificación, propiedades y unidades de concentración de las disoluciones. 10% Identificar principios de cinética química y aplicarlos en la previsión y predicción de la transformación de reactivos en productos   Reconoce el equilibrio químico y la dinámica de las reacciones químicas considerando conceptos como entalpía y entropía.   15% Aplica conocimientos de cinética química en la planeación y ejecución de prácticas de laboratorio considerando precauciones de seguridad industrial.   10%

2. Gases

3. Elements that exist as gases at 25 C and 1 atmosphere

4. Gases assume the volume and shape of their containers. Gases are the most compressible state of matter. Gases will mix evenly and completely when confined to the same container. Gases have much lower densities than liquids and solids. Physical Characteristics of Gases

5. Unidades de presión 1 pascal (Pa) = 1 N/m 2 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa Barométro Presión = Fuerza Area ( fuerza = masa x aceleración)

6. Sea level 1 atm 4 miles 0.5 atm 10 miles 0.2 atm

7. Conversiones de unidades de presión Paso 1 Dato dado: 147,2 kPa Dato deseado: ------ torr  Torricelli Ruta: kPa  torr   Paso 2 Paso 3

8. Conversiones de unidades de presión Paso 1 Dato dado: 0,357 atm Dato deseado: ------ torr Ruta: atm  torr   Paso 2 Paso 3

9. Conversiones de unidades de presión Paso 1 Dato dado: Dato deseado: atm   Ruta: torr  atm   Paso 2 Paso 3

10. Actividad en clase 1. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest (29,028 ft) es de aproximadamente 265 torr. Convierta esta presión a atm; Ruta 265 torr  atm mm Hg; pascales; Ruta torr  Pa bars . Ruta torr  Pa  bars 2 . Realice las siguientes conversiones: (a) 2.44 atm a torr; (b) 682 torr a kilopascales ; (c) 776 mm Hg a atmósferas; (d) 1.456 x Pa a atmósferas; (e) 3.44 atm a bars .   1 bar =      

11. Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la atmósfera Vacío Mercurio Presiones menores que la presión atmosférica Presiones mayores o iguales que la presión atmosférica

12. Suponga que la presión atmosférica es de 0.975 atm. Calcule la presión del gas encerrado en cada uno de los casos que se muestran en la ilustración.    

13. Suponga que la presión atmosférica es de 0.975 atm. Calcule la presión del gas encerrado en cada uno de los casos que se muestran en la ilustración. Datos: 0,975 atm 52 cmHg -> mmHg -> atm ????? Presión del gas      

14. Suponga que la presión atmosférica es de 0.975 atm. Calcule la presión del gas encerrado en cada uno de los casos que se muestran en la ilustración.      

15. Suponga que la presión atmosférica es de 0.975 atm. Calcule la presión del gas encerrado en cada uno de los casos que se muestran en la ilustración.      

16. As P (h) increases V decreases Apparatus for Studying the Relationship Between Pressure and Volume of a Gas

17. P a 1/ V P x V = constante P 1 x V 1 = P 2 x V 2 Ley de Boyle Temperatura constante Número de moles del gas constante

18. Una muestra gaseosa de cloro ocupa 946 mL a una presión de 726 mmHg . ¿Cuál es la presión del gas en ( mmHg ) si el volumen se reduce a temperatura contante, hasta 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 P x V = constant

19. ¿Cómo afectará el cambio de la temperatura al volumen y la presión de un gas? Una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse Jacques Charles Joseph Gay-Lussac.

20. As T increases V increases

21. Variación del volumen de una muestra de gas con la temperatura, a presión constante. V a T V = constante x T V 1 / T 1 = V 2 / T 2 T (K) = T ( C) + 273.15 Ley de Charles y Gay-Lussac El volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

22. A sample of carbon monoxide gas occupies 3.20 L at 125 C. At what temperature will the gas occupy a volume of 1.54 L if the pressure remains constant? 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 V 1 / T 1 = V 2 / T 2 T 1 = 125 ( C) + 273.15 (K) = 398.15 K

23. Ley de Avogadro V a number of moles ( n ) V = constant x n V 1 / n 1 = V 2 / n 2 Constante temperatura Constante presión A la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes, es decir ley de Avogadro, la cual establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente

24. El amonio reacciona con oxígeno , para producir monóxido de nitrógeno y vapor de agua . Cuántas moléculas de NO se obtienen con un volume de amonio ? 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O 1 mole NH 3 1 mole NO At constant T and P 1 volume NH 3 1 volume NO

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

26. PV = nRT R = PV nT = (1 atm)(22.414L) (1 mol)(273.15 K) R = 0.082057 L • atm / ( mol • K) A condiciones estándar , 1 mol de gas ocupa 22.414 L. Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE.

27. Cual es el volumen en litros ocupado por 49.8 g de HCl at TPE? PV = nRT V = nRT P T = 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

28. El argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la vaporización del filamento del tungsteno. Cierto foco que contiene argón a 1.20 atm y 18oC se calienta a 85°C a volumen constante. Calcule su presión final (en atm). PV = nRT n, V and R are constant nR V = P T = constant 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

29. Determinación de la densidad ( d ) d = m V = P M RT m es la masa del gas en g M es la masa molar del gas Determinación de la masa Molar Masa ( M ) dRT P M = d es la densidad el gas en g/L

30. Determinación de la densidad a partir de la ecuación de los gases ideales

31. Calcule la densidad del dióxido de carbono (CO 2 ) en gramos por litro (g/L) a 0.990 atm y 55ºC.

32. Si la sustancia desconocida es un gas, se puede encontrar su masa molar gracias a la ecuación del gas ideal dRT P M = d es la densidad el gas en g/L Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno, y encuentra que su densidad es de 7.71 g/L a 36°C y 2.88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular.

33. Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno, y encuentra que su densidad es de 7.71 g/L a 36°C y 2.88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular.

34. Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de un gas a 1.00 atm y 27.0 ° C. ¿Cuál es la masa molar del gas? dRT P M = d = m V 4.65 g 2.10 L = = 2.21 g L M = 2.21 g L 1 atm x 0.0821 x 300.15 K L • atm mol • K M = 54.6 g/mol

35. Estequiometría de los gases Qué volumen de CO 2 se produce a 37 C y 1.00 atm, cuando reaccionan 5.60 g de glucosa. C 6 H 12 O 6 ( s ) + 6O 2 ( g ) 6 CO 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

36. LEY DE DALTON: Presión parcial de los gases V y T son constantes P 1 P 2 P total = P 1 + P 2

37. Consider a case in which two gases, A and B , are in a container of volume V. P A = n A RT V P B = n B RT V n A is the number of moles of A n B is the number of moles of B P T = P A + P B X 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 mole fraction (X i ) = n i n T

38. A sample of natural gas contains 8.24 moles of CH 4 , 0.421 moles of C 2 H 6 , and 0.116 moles of C 3 H 8 . If the total pressure of the gases is 1.37 atm, what is the partial pressure of propane (C 3 H 8 )? P i = X i P T X propane = 0.116 8.24 + 0.421 + 0.116 P T = 1.37 atm = 0.0132 P propane = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm

39. 2KClO 3 ( s ) 2KCl ( s ) + 3O 2 ( g ) P T = P O + P H O 2 2

40. De acuerdo a la Ley de Dalton

41. El oxigeno gaseoso formado por la descomposición de clorato de potasio se recolecta en la forma que se muestra en el video. El volumen de oxigeno recolectado a 24°C y una presión atmosférica de 762 mmHg es de 128 mL. Calcule la masa (en gramos) del oxigeno gaseoso obtenido. La presión del vapor de agua a 24°C es de 22.4 mmHg De acuerdo a la Ley de Dalton

42. Química en acción : Scuba Diving and the Gas Laws P V Depth (ft) Pressure (atm) 1 33 2 66 3

43. Juguemos billar https://www.billar-online.com/ https://www.youtube.com/watch?v=AqaqDb_Ivto

44. 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 insignificante. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas, o sea, la energía se transfiere de una molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece inalterada. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins . Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. La energía cinética promedio de una molécula está dada por: Teoría cinético molecular

45. Aplicaciones de la teoría cinético molecular

46. Apparatus for studying molecular speed distribution

47. The distribution of speeds for nitrogen gas molecules at three different temperatures The distribution of speeds of three different gases at the same temperature u rms = 3 RT M 

48. Chemistry in Action: Super Cold Atoms Gaseous Rb Atoms 1.7 x 10 -7 K Bose-Einstein Condensate

49. Gas diffusion is the gradual mixing of molecules of one gas with molecules of another by virtue of their kinetic properties. 5.7 NH 3 17 g/mol HCl 36 g/mol NH 4 Cl r 1 r 2 M 2 M 1  =

50. Gas effusion is the is the process by which gas under pressure escapes from one compartment of a container to another by passing through a small opening. 5.7 r 1 r 2 t 2 t 1 M 2 M 1  = = Nickel forms a gaseous compound of the formula Ni(CO) x What is the value of x given that under the same conditions methane (CH 4 ) effuses 3.3 times faster than the compound? r 1 = 3.3 x r 2 M 1 = 16 g/mol M 2 = r 1 r 2 ( ) 2 x M 1 = (3.3) 2 x 16 = 174.2 58.7 + x • 28 = 174.2 x = 4.1 ~ 4

51. Desviaciones del gas ideal 1 mole of ideal gas PV = nRT n = PV RT = 1.0 Repulsive Forces Attractive Forces

52. Effect of intermolecular forces on the pressure exerted by a gas.

53. Van der Waals equation nonideal gas P + ( V – nb ) = nRT an 2 V 2 ( ) } corrected pressure } corrected volume