Leyes de los gases ideales y presiones parciales, Resúmenes de Química

¡Descarga Leyes de los gases ideales y presiones parciales y más Resúmenes en PDF de Química solo en Docsity! El Gran Paso – Química – Octubre 10 2020 Unidad VII Página 1 UNIDAD 6: Estado Gaseoso II. Introducción: a lo largo de esta lección, reponderemos las siguientes preguntas: ¿Cómo se relacionan las diferentes leyes de gases ideales? ¿Cómo se comportan los gases ideales? ¿Cuáles son los postulados de la teoría cinética molecular de los gases? ¿Cómo relacionamos la densidad y la masa molar de los compuestos gaseosos? ¿Qué nos dicen Charles, Boyle, Gay- Lussac y Avogadro? ¿Cómo usamos gases con estequiometría? Conceptos a) Leyes de los gases ideales: las leyes de los gases que estudiaremos en esta unidad son nada más condiciones específicas de presión, temperatura, volumen o cantidad de moles de sustancia constantes. Se derivan eliminando la variable que se mantiene constante de la ecuación combinada de los gases aprendida en la clase anterior. 1. Relación presión-volumen: ley de Boyle. Establece que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. De acuerdo con Boyle, a temperatura constante, el volumen de un gas disminuye cuando la presión aumenta, pero aumenta cuando la presión disminuye, como se puede ver en la imagen de abajo (Chang, 2010). La expresión matemática elimina temperatura de la ecuación combinada de los gases y queda expresada de la siguiente manera: 𝑃!𝑉! 𝑇! = 𝑃"𝑉" 𝑇" 𝑷𝒊𝑽𝒊 = 𝑷𝒇𝑽𝒇 2. Relación temperatura-volumen: ley de Charles. Establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. De acuerdo con Charles, a presión constante, el volumen de un gas disminuye cuando la temperatura disminuye, pero aumenta cuando la temperatura aumenta, El Gran Paso – Química – Octubre 10 2020 Unidad VII Página 2 como se puede ver en la imagen de abajo (Chang, 2010). La expresión matemática elimina presión de la ecuación combinada de los gases y queda expresada de la siguiente manera: 𝑃!𝑉! 𝑇! = 𝑃"𝑉" 𝑇" 𝑽𝒊 𝑻𝒊 = 𝑽𝒇 𝑻𝒇 3. Relación temperatura-presión: ley de Gay-Lussac. Establece que la presión de una cantidad fija de gas mantenido a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. De acuerdo con Gay-Lussac, a volumen constante, la presión de un gas disminuye cuando la temperatura disminuye, pero aumenta cuando la temperatura aumenta, como se puede ver en la imagen de abajo (Chang, 2010). La expresión matemática elimina volumen de la ecuación combinada de los gases y queda expresada de la siguiente manera: 𝑃!𝑉! 𝑇! = 𝑃"𝑉" 𝑇" 𝑷𝒊 𝑻𝒊 = 𝑷𝒇 𝑻𝒇 El Gran Paso – Química – Octubre 10 2020 Unidad VII Página 5 poder obtener la ecuación que relaciona la densidad de un gas con su masa molar: 𝑷𝑴D = 𝒅𝑹𝑻 donde 𝑴D : masa molar del gas. 𝒅: densidad del gas. Ejemplo de aplicación: 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. Calcula la masa molar del compuesto. Estrategia: podemos calcular la masa molar del gas porque conocemos su densidad, temperatura y presión. Datos: dgas: 7,71 g/L T: 36°C + 273 = 309 K P: 2,88 atm Solución: primero hallamos la masa molar: 𝑃𝑀D = 𝑑𝑅𝑇 𝑀D = 𝑑𝑅𝑇 𝑃 𝑀D = 7,71 g/L × 0,0821 Latm/molK × 2,88 𝑎𝑡𝑚 𝑀D = 67,9 𝑔/𝑚𝑜𝑙 d) Teoría cinética molecular de los gases: la energía cinética (EC) es el tipo de energía que manifiesta un objeto en movimiento, o energía de movimiento. Los descubrimientos de Maxwell, Boltzmann y otros produjeron numerosas generalizaciones acerca del comportamiento de los gases que desde entonces se conocen como la teoría cinética molecular de los gases, o simplemente la teoría cinética de los gases. Dicha teoría se centra en las siguientes suposiciones: 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 tan insignificante que decimos que es nulo. 2. 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 El Gran Paso – Química – Octubre 10 2020 Unidad VII Página 6 de una molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece inalterada. 3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión. 4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. e) Desviación del comportamiento ideal (gases reales o no ideales): las leyes de los gases y la teoría cinética molecular suponen que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción o de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño, y por tanto insignificante, en comparación con el del recipiente que las contiene. Un gas que satisface estas dos condiciones se dice que exhibe un comportamiento ideal. Sabemos que toda materia tiene volumen y ocupa un lugar en el espacio, entonces, debemos hacer una corrección al volumen de un gas ideal. También sabemos que todas las moléculas tienen una atracción con la otra, aunque sea mínima, como lo es en el caso de los momentos dipolares instantáneos o fuerzas de London, entonces, también debemos hacer una corrección a la teoría de un gas ideal que asume que no hay atracciones entre los gases. Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen volvemos a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente: Esta ecuación que relaciona P, V, T y n para un gas no ideal, se conoce como la ecuación de Van der Waals. Las constantes de Van der Waals, a y b, se obtienen experimentalmente para cada gas a fin de obtener la mayor congruencia posible entre la ecuación y el comportamiento observado de un gas particular. El Gran Paso – Química – Octubre 10 2020 Unidad VII Página 7 Actividades Propuestas 1. Varios globos se inflaron con helio a un volumen de 0,82 L a 26°C. Se encontró que la temperatura de uno de ellos había bajado a 21°C. ¿Qué le sucedió al volumen del globo si se encontró que no había escapado el helio? 2. Un globo inflado con un volumen de 0,55 L de helio a nivel del mar (1,0 atm) se deja elevar a una altura de 6,5 km, donde la presión es de casi 0,40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece constante, ¿cuál será el volumen final del globo? Rta.: 1,4 L. 3. Calcula la densidad del dióxido de carbono en gramos por litro (g/L) a 0,990 atm y 55ºC. Rta.: 1,62 g/L. 4. 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. Calcula la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular. Rta.: 67,9 g/mol; ClO2. 5. Calcula el volumen de O2 (en litros) requerido para la combustión completa de 7,64 L de acetileno (C2H2) a la misma temperatura y presión. Rta.: 19,1 L. 6. La azida de sodio (NaN3) se usa en bolsas de aire en algunos automóviles. El impacto de una colisión desencadena la descomposición de la NaN3 en sodio sólido y nitrógeno gas. El nitrógeno gaseoso producido infla rápidamente la bolsa que se encuentra entre el conductor y el parabrisas. Calcula el volumen de N2 generado a 80ºC y 823 mmHg por la descomposición de 60,0 g de NaN3. Rta.: 36,9 L. 7. El hidróxido de litio en disolución acuosa se emplea para purificar el aire de las naves espaciales y de los submarinos, ya que absorbe dióxido de carbono de acuerdo con la ecuación: LiOH(ac) + CO2 (g) → Li2CO3 (ac) + H2O(l) La presión de dióxido de carbono en una cabina que tiene un volumen de 2,4×105 L es de 7,9×10–3 atm a 312 K. Se introduce en la cabina una disolución de hidróxido de litio (LiOH) de volumen insignificante. Al final, la presión de CO2 se reduce a 1,2×10–4 atm. ¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman por este proceso? Rta.: 5,4×103 g. 8. El oxígeno gaseoso formado por la descomposición de clorato de potasio se recolecta en la forma que se muestra en la figura (Chang, 2010). El volumen de oxígeno recolectado a 24ºC y una presión atmosférica de 762 mmHg es de 128 mL. Calcula la masa (en gramos) del oxígeno gaseoso obtenido. La presión del vapor de agua a 24º C es de 22,4 mmHg. Rta.: 0,164 g.