UNIDAD 1-EDO. GASEOSO 2024 Química Aplicada.pptx

Estado gaseoso en química aplicada

1. Unidad 1 Quimica Aplicada

2. Teoría Cinética de los Gases Ley de Difusión de Graham Ley de Dalton: Presiones parciales Ecuación de Estado de Van Der Walls Conversiones, moles y atomo UNIDAD 1 Concepto de gas ideal y gas real Principio de Avogadro Ecuación de Estado de los Gases ideales Ley de Amagat: Volúmenes parciales Factor de compresibilidad Z Estado Gaseoso 2 3 4 5 6 7 8 9 Leyes de los gases

3. Es la ciencia que se encarga del estudio de todo lo relacionado con las propiedades, composición, estructura e interacciones de la materia y los intercambios de energía que acompañan a estas interacciones. Es una unidad que se utiliza en química para referirse a la cantidad de sustancia que contiene un número fijo de partículas numéricamente igual a 6.023 x 10 23 La suma de los protones mas los neutrones de un átomo. Número de protones que tiene un átomo Definiciones Conceptos basicos 1 3 2 4 Quimica Mol Peso atomico Número atomico

4. La masa de un mol de una sustancia recibe el nombre de masa molar. Se simboliza con la letra M y su unidad es g/mol. La masa molar recibe los nombres de masa atómica gramo, masa molecular gramo y masa fórmula gramo, dependiendo ello del tipo de partícula MASA MOLAR Ejemplo: Determinar la masa molecular gramo del H 2 SO 4

5. Número de moles   n= número de moles (mol, kmol, lbmol ) m= masa del gas (g, kg , lb)  

6. E n función del número de átomo los gases son: Monoatómico Diatómico Compuestos He O 2 CH 4 Metano Ne Cl 2 CO 2 Ar H 2 NH 3 Kr N 2 Xe CO Rn CLASIFICACIÓN DE LOS GASES DE ACUERDO A SU ESTRUCTURA MOLECULAR

7. Monoatómico “que posee un solo átomo” . En otras palabras, los elementos monoatómicos son aquellos que, en condiciones normales, no forman ningún tipo de enlace químico ni comparten electrones con otros átomos ni iguales ni diferentes a ellos mismos. Poliatómicos o compuestos. Son moléculas conformadas por tres o más átomos. Diatómicos. Son moléculas que están formadas por dos átomos.

8. Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-Lussac Leyes de los Gases

9. En el estado sólido las partículas se mantienen en una distribución definida y se mueven muy poco o casi nada, es decir, las fuerzas de atracción entre las moléculas es muy grande, y por eso existe la cohesión. El estado liquido es un caso intermedio en el cual las partículas están en contacto y existen fuerzas de atracción entre ellos, tomando la forma del recipiente en el cual esta contenido. Concepto gas ideal y gas real La materia se encuentra en 3 estados físicos: Liquido, sólido y gaseoso. En el estado gaseoso las partículas están ampliamente separadas y moviéndose rápidamente, es decir, existe una dispersión o separación de las partículas en donde la fuerza de atracción es nula. 1 2

10. Gases ideales y Reales Gases Ideales Gases Reales Sus partículas son puntuales Sus partículas tienen volumen Se desplazan en línea recta y al azar. Chocan entre sí y con las paredes del recipiente que los contiene Se desplazan en línea recta y al azar La única energía que tienen es la cinética Ec = 3/2 R.T Tienen todo tipo de energías propias de la sustancia que se trate Los choques son elásticos Los choques son inelásticos No tienen interacciones (uniones intermoleculares, fuerzas de repulsión, etc.) Tienen interacciones (uniones intermoleculares, fuerzas de repulsión, etc.) Su comportamiento puede ser descrito por las ecuaciones de los gases ideales utilizando P,V  T y número de moles Su comportamiento puede ser descrito parcialmente utilizando P,V, T y número de moles. Son aplicables otras ecuaciones más complejas (Ecuación de Berthelot, Van der Waals , etc )

11. Nació como consecuencia de la necesidad de explicar la conducta de los gases que se había observado hasta ese entonces. Fue propuesta por Bernoulli en 1738 , ampliada y mejorada después por Clausius , Maxwell, Boltzmann , Van der Waals y Jeans. Sus postulados fundamentales son: a ) Los gases están constituidos por una gran cantidad de diminutas partículas discretas ( moléculas ) de igual masa, tamaño y forma en un mismo gas, pero diferentes para gases distintos. b ) Las moléculas dentro de un recipiente se hallan en movimiento incesante y caótico, chocando entre sí o contra las paredes del recipiente. c ) Las colisiones de las moléculas contra las paredes del recipiente originan la presión del gas. Teoría cinética de los gases

12. d ) Los choques de las moléculas son elásticos, es decir, no hay pérdida de energía por fricción. e ) La energía cinética promedio de las moléculas del gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema. f ) A presiones normales la distancia promedio intermolecular es mucho mayor que el diámetro de las moléculas. Como consecuencia de esto, las fuerzas de atracción intermoleculares se consideran despreciables. g ) El volumen total de las moléculas es despreciable con respecto al volumen del sistema. Teoría cinética de los gases Teoría cinética de los gases

13. Teoría cinética de los gases ideales Supongamos un recipiente cúbico lleno con n moléculas de gas todas iguales y con la misma masa (m) y velocidad (v). Es posible descomponer la velocidad v en 3 componentes según los ejes x,y,z . Si designamos a estos componentes v x , v y , v z entonces : v 2 =v x 2 + v y 2 +v z 2 -----( 1) V=velocidad cuadrática media y z x v x v y v z

14. Considerando que la molécula se desplaza en la dirección x: mv x -(- mv x )= 2mv x (Es la variación de la cantidad de movimiento o de momento, por molécula y colisión) Distancia recorrida en la unidad de tiempo / Distancia entre Por lo tanto el cambio de momento por segundo y molécula será: colisiones =  

15. Análogas variaciones tienen lugar en las direcciones y y z Cambio de momento/segundo/molécula, en la dirección x

16. Como existen n’ moléculas en el cubo la ecuación del cambio total de momento por segundo queda: Variación del momento / molécula/segundo

17. La ecuación 5 representa la fuerza que actúa; por lo que la presión será : El producto de PV para cualquier gas es igual a la tercera parte de la masa de todas sus moléculas ( mn ’) por el cuadrado de la velocidad cuadrática

18. En 1811 , Avogadro enunció su principio: Cada uno de los gases que ocupan volúmenes iguales, medidos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, tienen la misma cantidad de moléculas. Como la temperatura es también constante, la energía cinética debe ser la misma PRINCIPIO DE AVOGADRO

19. Ley de Difusion De Graham En 1829, Graham estableció la siguiente ley que lleva su nombre: Las velocidades ( v ) de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades ( ρ ) Esta Ley se deduce desde la teoría cinética de los gases. A volumen y presión constante para dos gases diferentes se verifica :

20. De la ecuación de la teoría cinética de los gases ideales Donde: M=Peso molecular en cuestión n=numero de moles Velocidad cuadrática media de las moléculas

21. De la ecuación Densidad de un gas

22. Esta ecuación resume todas las leyes de los gases ideales: P V   =   n R T     Donde:             P : Presión absoluta del gas             V : Volumen del gas             n : número de moles             R : constante universal de los gases ideales             T : Temperatura absoluta del gas Los gases presentan comportamiento ideal a bajas presiones y altas temperaturas, por lo tanto no es aplicable, en general, a los gases reales.

23. PV=nRT Si se lleva a una misma masa gaseosa a diferentes condiciones, por ejemplo, inicial y final, la ecuación toma la forma Los valores de la constante R

24. Valores de R

25. En 1801, Dalton enunció la siguiente ley: La presión total de una mezcla de gases ideales es igual a la suma de las presiones parciales que ocupan los gases en forma individual a la misma temperatura y en el mismo volumen donde se encuentra la mezcla Donde P es la presión total de la mezcla gaseosa y p i es la presión parcial de cada gas. Ley de Dalton de las presiones parciales

26. F1=Fracción molar %Volumen= %mol + + =1   =     

27. En 1893, Amagat formuló lo siguiente : “El volumen total de una mezcla de gases es igual a la suma de los volúmenes que ocupan los componentes individuales a la misma presión y temperatura de la mezcla” Ley de Amagat de los Volúmenes Parciales    

28. Debido a la desviación de los gases reales de la ley ideal, se han hecho muchos intentos de establecer ecuaciones de estado que reproduzcan la ecuación P-V-T , de una manera mas satisfactoria. Una de ellas es la de Van der Waals . Esta ecuación difiere de la ley de los gases ideales en que da cuenta tanto del volumen ocupado por las propias moléculas, como de las fuerzas atractivas existentes entre las mismas. Para efectuar la corrección debido a estos factores, supongamos que b es el volumen efectivo de las moléculas en un mol de gas y V el total correspondiente a n moles. En este volumen total, el que ocupan las moléculas será nb y el disponible para la compresión es ( V- nb ). Como este ultimo es el “espacio libre” debemos reemplazarlo en la ecuación de los gases ideales..Podemos anticipar que b es característico y diferente de unos gases a otros. b=volumen efectivo de las moléculas V t =Volumen total V i = Volumen ideal b= lt /mol Ecuación de estado de Van Der Waals

29. El segundo factor a considerar, es el de las fuerzas de atracción o atractivas entre las moléculas

30. Van der Waals estableció que la magnitud del factor de corrección P’ para n moles de gas presente en el volumen V esta dado por:

31. Ecuación de Berthelot Donde P,V,R,T y n tienen el mismo significado que en la ley de los gases perfectos Consonantes Criticas T c- Temperatura critica es la mayor temperatura a la cual puede licuar un gas P c - Es la presión necesaria para licuar un gas a su temperatura critica V c - Es el volumen ocupado a la presión y a la temperatura critica Para el agua son: T c = 374.4°C P c =219.5atm V c =58.7 cm3/mol

32. Determinación de las constantes de Van Der Waals Si suponemos que la ecuación de Van der Waals es aplicable en el punto critico, sus constantes características para un gas cualquiera podrán calcularse de la manera siguiente:

33. Esta ecuación es cúbica en V y para un valor dado de P y T, dará 3 soluciones diferentes en V (Ver Gráfica) De aquí la diferencia (V- V c )=0 (V- V c ) 3 =0-----(5) Según la formula del trinomio V 3 -(3V c )V 2 +(3V c 2 )V-V c 3 =0-----(6) En el punto critico las ecuaciones (6) y (4) deben ser idénticas. Al comparar e igualar los coeficientes tenemos:

34. De la ecuación (8) se obtiene a a=3V c 2 P c ---------(10) Mientras que la ecuación (8)y(9) nos da el valor de b Así obtenemos los valores a y b cuando los de P c y V c son conocidos. Originalmente el V c es la constante conocida con menor seguridad y por esa razón es preferible calcular a y b a partir de T c y P c únicamente y se logra con facilidad por eliminación de V c entre las ecuaciones (7) y (11) con lo cual tenemos:

35. De nuevo entre las ecuaciones (7),(11) y(8) se deduce que a vale También una combinación entre las ecuaciones (7) y (11) proporciona el valor de R en función de las constantes

36. EL FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z El factor de compresibilidad Z es un factor que compensa la falta de idealidad del gas, así que la ley de los gases ideales se convierte en una ecuación de estado generalizada . PV = znRT Una forma de pensar en z es como un factor que convierte la ecuación en una igualdad. Si sé grafica el factor de compresibilidad para una temperatura dada contra la presión para diferentes gases, se obtienen curvas. En cambio, si la compresibilidad se grafica contra la presión reducida en función de la temperatura reducida, entonces para la mayor parte de los gases los valores de compresibilidad a las mismas temperatura y presión reducidas quedan aproximadamente en el mismo punto. Que significado tiene un valor Z < 1 Un valor para Z ≠ 1 significa que el elemento en cuestión es Real, y no ideal. En este caso cuando Z < 1 significa que el elemento no es un gas ideal si no real.

37. Un gráfico de compresibilidad generalizado representa los valores para los valores reducidos de las condiciones que presente un gas, estos gráficos pueden ser utilizados para determinar el valor de Z, con margen de error, el cual suele ser despreciable. La temperatura para la cual un gas real se comporta en forma ideal en un intervalo amplio de presiones se denomina TEMPERATURA O PUNTO DE BOYLE ¿Que representa un gráfico de factor de compresibilidad generalizado?

38. En la grafica se muestran las tres raíces d, c ,b En el punto critico las tres raíces son reales y positivas e iguales al Vc Isotermas del CO 2 de acuerdo con la ecuación de Van der Waals

39. ISOTERMAS DEL CO 2

40. FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z

41. FACTOR DE COMPRESIBILIDAD Z