Texto7 GASES

TECSUP - PFR Química

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UNIDAD VII

GGAASSEESS

1. DEFINICIÓN

Un gas es una sustancia cuyos átomos o moléculas no se encuentran unidas, por el contrario están expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida a temperaturas y presiones normales, por ejemplo a 25º C y 1 atmósfera de presión. Cuando se habla de vapor se describe una forma gaseosa de cualquier sustancia que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Es común expresar el vapor de agua y oxígeno gaseoso a 25º C y 1 atm.

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de sus moléculas. El volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n).

2. LA PRESIÓN DE LOS GASES Y CÓMO SE MIDE

Cuando se infla un globo o una llanta que se desinfló, tenemos una clara evidencia que el gas ejerce presión sobre las paredes de su contenedor. La PRESIÓN (P) se define como la fuerza ejercida por unidad de área:

La atracción gravitacional de la tierra jala los gases atmosféricos hacia la superficie, donde ejercen una fuerza sobre todos los objetos. La fuerza o el peso de estos gases crean una presión de 14,7 libras/pulgada cuadrada (lb/in2; lb/plg o psi) de superficie. Las moléculas del gas se mueven en todas direcciones, así que la presión de la atmósfera se ejerce uniformemente sobre todos los objetos y seres vivos.

Un manómetro es un aparato que sirve para medir la presión de los gases

contenidos en recipientes cerrados. Existen, básicamente, dos tipos de manómetros: los de líquidos y los metálicos. Los manómetros de líquidos emplean, por lo general, mercurio que llena un tubo en forma de J. El tubo puede estar o abierto por ambas ramas o abierto por una sola. En ambos casos la presión se mide conectando al recipiente que contiene el gas el tubo por su rama inferior y abierta y determinando el desnivel h de la columna de mercurio

P = F/A

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entre ambas ramas. Si el manómetro es de tubo abierto entonces es necesario tomar en cuenta la presión atmosférica p0 en la ecuación:

p = p0 ± r.g.h

Si es de tubo cerrado, la presión vendrá dada directamente por p = rgh. Los manómetros de este segundo tipo permiten, por sus características, la medida de presiones elevadas. En los manómetros metálicos la presión del gas da lugar a deformaciones en una cavidad o tubo metálico. Estas deformaciones se transmiten a través de un sistema mecánico a una aguja que marca directamente la presión del gas sobre una escala graduada.

El barómetro es el aparato con el que se mide la presión atmosférica.

Como en el caso de los manómetros, los hay también de mercurio y metálicos. Los primeros se basan en el dispositivo utilizado por Torricelli en sus experimentos.

Figura 1. Barómetro

La medición de la presión suele realizarse en atmósferas, en atm; en el caso de los manómetros, cuando éstos deben indicar fluctuaciones sumamente rápidas de presión, tienen que usar unos sensores, que bien pueden ser piezoeléctricos o electrostáticos.

Se define como la presión que ejerce una fuerza de 1 newton sobre una superficie de 1 metro cuadrado normal a la misma.

1 Pa = 1 N/m2 = 1 J/m3 = 1 kg m-1 s-2

El pascal (Pa) es la unidad de presión del Sistema Internacional de Unidades.


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Equivale a 10 bar y a 9,86923 x 10–6 atmósferas.

3. LOS GASES Y LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos señalados en la tabla periódica son gases a las condiciones ambientales. Los elementos del grupo 8A (gases nobles) todos son gases monoatómicos, mientras que el H2, O2, N2, F2 y Cl2 son gases diatómicos.

Tabla 1. Gases en la tabla periódica

En la vida diaria se usan innumerables gases industriales por ejemplo el acetileno C2H2, utilizado junto al oxígeno para soldar y cortar metales; el metano CH4 (gas de Camisea) usado en reemplazo del petróleo para los calderos, el amoníaco, NH3 usado como refrigerante; el Argón usado en los equipos de soldadura y corte por plasma; el monóxido de carbono (CO) usado en la espuma plástica y otros.

Resumen de las características físicas de los gases:

Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Se considera el más compresible de los estados de la materia. Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan completa

y uniformemente. Cuentan con densidades mucho menores que los sólidos y líquidos.

4. LEYES DE LOS GASES IDEALES

Las leyes de los gases son el producto de innumerables experimentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de los gases. Cada una de las leyes es

1 atm = 760 mmHg


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una generalización en cuanto al comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas.

4.1 LEY DE BOYLE

Si un gas se mantiene a temperatura constante, su volumen es inversamente proporcional a la presión. Si se comprime un gas hasta la mitad de su volumen inicial, se duplica la presión.

p1 V1 = k = p2 V2

p1 V1 = p2 V2

Figura 2. Ley de Boyle

Ejercicio de aplicación. Un globo inflado con un volumen de 0.55 L al 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 es el volumen final del globo? Solución Las moles y la temperatura del gas se mantienen constantes; por tanto,

se utiliza la ley de Boyle. A partir de la ecuación

p1 V1 = p2 V2

Condiciones iniciales Condiciones finales

P1 = 1.0 atm p2 = 0.40 atm.

V1 = 0.55 L V2 = ?

V2 = V1 (p1/p2) = 0.55 L x (1.0 atm /0.40 atm.) = 1.4 L V2 el nuevo volumen es de 1.4 L


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4.2 LEY DE CHARLES - GAY - LUSSAC

a) Si un gas se mantiene a volumen constante, su presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Si se calienta un gas hasta una temperatura dos veces mayor a la inicial (en Kelvin), la presión se duplica.

P T

P = k T

Para dos condiciones se plantea:

Figura 3

b) Si un gas se mantiene a presión constante, su volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Si se calienta un gas hasta una temperatura dos veces mayor a la inicial (en Kelvin), el volumen se duplica.

Figura 4. Cambio de volumen a P.constante

V T

V = k T

Para dos condiciones se plantea:

Ejercicio de aplicación. Una muestra de 453 mL de flúor gaseoso se

calienta de 22 a 187 ºC a presión constante. ¿Cuál es su volumen final?


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Solución Teniendo en cuenta la relación entre las variables establecida por la ecuación de Charles:

V1/T1 = V2/T2


V1 = 453 mL V2 = ?

T1 = (22+273) = 295 ºK T2 = (187 +273) = 460ºK

V2 = V1 (T2/T1) = 453 mL (460/295) = 705 mL V2 = 705 mL

4.3 LEY DE AVOGADRO A presión y temperaturas constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente.

V n

V = k n Figura 5. Producción de gases

4.4 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES

Teniendo en cuenta las leyes de los gases enunciadas anteriormente:

Ley de Boyle: V 1/p (a n y T constantes)

Ley de Charles: V T (a n y p constantes)

Ley de Avogadro: V n (a p y T constantes) Combinando las tres expresiones en una sola ecuación, se obtiene la conocida ecuación de gases ideales:

Donde R es la constante de la ley de los gases, que puede tomar valores como:

0,082057 atm.L.mol-1.K-1

62,364 L.Torr.mol-1.K-1 8,3145 m3.Pa.Mol-1.K-1

p V = R T n


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8,3145 J.mol-1.K-1

Ejercicio de aplicación. El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo. Calcule la presión (en atmósferas) ejercida por 1.82 moles del gas dentro de un recipiente de acero de 5.43 L de volumen a 69.5 ºC Solución Datos: T = 69.5 + 273 = 342.5 ºK V = 5.43 L R = 0,082057 atm.L.mol-1.K-1 n = 1.82 moles p = ? Usando la ecuación P V = R T n

(0,082057 atm.L.mol-1.K-1) 342.5 K x 1.82 mol p = = 9.41 atm

5.43 L NOTA IMPORTANTE: La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) publicó un glosario revisado en el cual se definen los términos “Condiciones Normales”, “Estándar” y “Condiciones Estándares para los gases”. Condiciones Estándares para Gases: Se indica con la abreviación STP. Temperatura: 273,15 K (0ºC). Presión: 105 pascales. La IUPAC recomienda descontinuar el uso inicial de la presión de 1 atm (equivalente a 1,01325 x 105 Pa) como presión estándar. Condiciones Normales: Presión y Temperatura del lugar. Depende de las condiciones a las cuales se esté haciendo el experimento, estudio o medición; comúnmente la presión es de 1 atm, y la temperatura puede tomar valores como: 15ºC, 20ºC, 25ºC ó 27ºC.

4.5 LEY COMBINADA DE LOS GASES

De la ecuación general de los gases: p V = R T n despejamos R = pV / T n Si esta expresión se da para unas condiciones iniciales R1 = p1 V1 / n1 T1


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y para determinadas condiciones finales: R2 = p2 V2 / n2 T2 relacionando ambas expresiones:

p1 V1 / n1 T1 = p2 V2 / n2 T2 como ocurre que: n1 = n2 entonces finalmente tenemos:

Figura 6. Ecuaciones combinadas

Ejercicio de aplicación: Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo del mar, donde la temperatura y presión son 8ºC y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es de 25ºC y la presión de 1 atm. Calcule el volumen final de la burbuja en mL si su volumen inicial era de 2.1 mL.

Solución


p1 = 6.40 atm. p2 = 1.0 atm

V1 = 2.1 mL V2 = ?

T1 = (8 +273) = 281 K T2 = (25 + 273) = 298 K

Reemplazando en la ecuación: V2 = V1 (P1/P2) (T2/T1) = 2.1 mL (6.40/1.0) (298/281) = V2 = 14 mL


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Volumen molar Si tenemos que probar que volumen ocupa un mol de un gas cualquiera a las condiciones estándar: 0ºC y 1 atm.

p V = R T n p = 1 atm T = 0 + 273 = 273 K R = 0,082057 atm.L.mol-1.K-1 n = 1 mol Reemplazando valores se tiene: V = R T n/p = 0.082 x 273 x 1/1 = 22.4 L Volumen molar = 22.4 (a 1 atm y 0 ºC)

El volumen molar es el volumen que ocupa un gas a condiciones estándar, es decir, 0ºC y 1 atm de presión. Ejercicio de aplicación: ¿Cuál es el volumen molar de una muestra de 4 moles de flúor gaseoso?. Solución Por definición el volumen molar es el volumen de un mol a condiciones normales Volumen = 4 moles x 22.4 L/ mol = 88.6 L

5. EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Una muestra de gas amoníaco ejerce una presión de 7.3 atm a 48 ºC. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte (0.10) de su valor inicial a la misma temperatura?

2. Un volumen de 45.8 L de gas metano se calienta de 15 a 98ºC a presión constante. ¿Cuál es el volumen final del gas?.


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3. Una muestra de N2 gaseoso contenido en un recipiente con un volumen de 4.4 L a una temperatura de 66ºC. ejerce una presión de 3.3 atm. Calcule el número de moles presentes en el gas.

4. ¿Qué volumen ocuparán 3.68 moles de hexafluoruro de azufre (SF6) gaseoso si la temperatura y presión del gas son de 132ºC y 5.7 atmósferas respectivamente?

5. Un globo lleno de gas que tiene un volumen de 6.45 L a 1.02 atm y 27ºC se eleva a la estratósfera (unos 25 km, sobre la superficie de la tierra), donde la temperatura y la presión son -21ºC y 0.00378 atmósferas, respectivamente. Calcule el volumen final del globo.

6. El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0.036 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que tiene un volumen de 4.9 L a 32ºC. Calcule la presión interior del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en CO2 gaseoso.

7. Las moléculas de ozono (O3) en la estratósfera absorben una buena parte de la radiación solar nociva. La temperatura y presión típicas del ozono en la estratósfera son 250 K y 0.001 atm respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 2.45 L de aire a estas condiciones?


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8. El etanol (C2H5OH) combustiona en presencia del oxigeno del aire:

CH5OH(l) + O2 (g) CO2(g) + H2O(l)

Haga un balance de la ecuación y determine el volumen de aire en litros a 27ºC y 732 mmHg que se requieren para quemar 194 g de etanol. Suponga que el aire contiene 20.5% de O2 en volumen.

9. La presión de 3.7 L de un gas ideal en un recipiente flexible se reduce a un

tercio de su presión original y su temperatura absoluta disminuye a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas?

10. Suponga un comportamiento ideal de los gases. Un recipiente de 7.25 L

contiene 5.32 g de un gas a 760 mmHg y 29ºC.

a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro. b) ¿Cuál es la masa molar del gas?

11. Calcule la densidad del gas bromuro de hidrógeno (HBr) gaseoso en gramos por litro a 622 mmHg y 54ºC.

12. Una cantidad de 1.208 g de un metal M (masa molar = 25.0 g/mol) liberó 0.281 L de hidrógeno molecular (medida 27ºC y 799 mmHg) al reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico. Deduzca a partir de estos la ecuación correspondiente y escriba las fórmulas del óxido y del sulfato de M.


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13. Al bicarbonato de sodio (NaHCO3) se le llama polvo de hornear, ya que

cuando se calienta libera dióxido de carbono gaseoso, el responsable de que se inflen las galletas, los cakes y el pan. Calcule el volumen (en litros) de CO2 producido al calentar 21.0 g de NaHCO3 a 135ºC y 1.12 atm.

14. El oxígeno comprimido se vende en el comercio en cilindros metálicos pintados generalmente de color verde. Si un cilindro de 136 L se llena con oxígeno a una presión de 129 atm a 18ºC, ¿Cuál es la masa de O2 presente?

15. La siguiente ecuación representa el método de obtención del óxido nítrico, NO: NH3(g) + O2(g) NO + H2O(l)

¿Cuál es el volumen total de los reactivos consumidos para producir 72 L de NO a condiciones estándar?

16. ¿Qué volumen de ozono se formará a partir de 263 mL de O2, asumiendo Condiciones estándar?

Chispa eléctrica

O2(g) O3(g)

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