1. UNIVERSIDAD INCA GARCILASO
DE LA VEGA
CARRERA PROFESIONAL DE INGENIERÍA
INDUSTRIAL
FISICOQUÍMICA
GASES
ING. ROSARIO MARCOS MEZARINA
2012

2. LOS GASES
Es el estado más simple de la materia.
Son grandes cantidades de moléculas
en continuo movimiento aleatorio

3. LOS GASES
El volumen de una molécula gaseosa es
insignificante en comparación al volumen
total de todas las moléculas de un gas.
 Los gases son elementos que existen
como tal, en condiciones normales de
presión y temperatura. Así tenemos los
gases nobles: He, Ar, Ne, Kr y Xe. Estos
gases son monoatómicos.

4. LOS GASES
También tenemos gases diatómicos tales
como; H2, O2, N2, y F2. Y algunos
compuestos moleculares como H2S, CH4,
CO2, NH3
Las fuerzas de atracción y repulsión
entre moléculas es insignificante

5. PROPIEDADES DE LOS
GASES
Sus moléculas se encuentran separadas y
libres de fuerzas intermoleculares por lo tanto
tienen mayor libertad de movimiento.
Todo gas se expande espontáneamente
hasta llenar el recipiente que lo contiene,
ocupando todo su volumen
Forma mezclas homogéneas cuando están
confinados en el mismo recipiente

6. PROPIEDADES DE LOS
GASES
Si el émbolo se debe
mantener fijo, debe
ejercerse una fuerza
F al émbolo.
F = PA
Todo gas es compresible
Tienen densidades mucho menores que
los sólidos y líquidos

7. PRESIÓN DE LOS GASES
La presión que ejerce un gas sobre las
paredes del recipiente que lo contiene, se
debe a las colisiones de sus moléculas con
la superficie del recipiente

8. PRESIÓN DE LOS GASES
Mide la presión
ejercida por la
atmósfera
El mercurio cae hasta que la presión que el ejerce sobre
su base se iguala a la presión ejercida por la atmósfera

9. PRESIÓN DE LOS GASES
Barómetro Aneroide: la P.A, deforma la pared
elástica de un cilindro con vacío parcial y
permite mover la aguja del instrumento.

10. PRESIÓN DE LOS GASES
La presión A es igual a
la del recipiente.
La presión en A’ = 700 –
280 = 420 mm Hg =
presión en A = presión
del gas.

11. LEYES DE LOS GASES
IDEALES
El estado gaseoso es un estado disperso de la
materia, es decir que sus moléculas están
separadas por distancias >>> que el diámetro
real de las moléculas.
El Volumen (V) del gas depende de la presión
(P), la temperatura (T) y de la cantidad o
número de moles (n).

12. LEYES DE BOYLE: P - V
A, T = constante
El volumen de
cualquier gas es
inversamente
proporcional a la
presión
sometida.
V ∞ 1/P
V 1 P1 = V 2 P2

13. LEYES DE CHARLES: T - V
A, P = constante
El volumen de
cualquier gas varía
directamente con
la temperatura
absoluta.
V ∞T
V1 = V2
T1
T2

14. LEYES DE GAY LUSSAC: T - P
A, V = constante
La presión de un gas
es directamente
proporcional a la
temperatura.
P/T = constante
P1 = P2
T1
T2

15. LEY COMBINADA DE LOS
GASES
Podemos conocer las condiciones iniciales y
finales si combinamos las leyes anteriormente
mencionadas.
P1 V 1 =
T1
P2 V 2
T2

16. RELACIÓN DE AVOGADRO
Si agregamos gas a un globo, éste se
expande. El volumen de un gas depende no
solo de la P y la ºT, sino también de la
cantidad de gas.
El volumen de un gas mantenido a ºT y P
constantes es directamente proporcional al
Nº de moles del gas.
V/n = K
V1 = V2
n1
n2

17. RELACIÓN DE AVOGADRO
Experimentalmente se ha demostrado que a
condiciones estándar o condiciones normales
de P y ºT:
Volúmenes iguales de cualquier gas contienen
el mismo número de moléculas.
1 mol ocupa 22.4 L
V = 6.02 x 1023moléculas = 22.4 L
P = 1 atm, ºT = 273ºK

18. ECUACIÓN DE LOS GASES
IDEALES
Describe la relación entre la presión,
volumen, temperatura y cantidad de un gas
ideal:
PV = nRT
Esta ecuación de estado reúne a las leyes
anteriores, describiendo el comportamiento
de los gases en condiciones de bajas
presiones y altas temperaturas.

19. CONSTANTE UNIVERSAL DE
LOS GASES
Valores de R
8.314472 J/ºk mol
0.082 L.atm/ºK mol
8.2057459 x 10-5 m3. atm/ºK mol
8.314472 L. KPa/ºK mol
62.4 L. mm Hg/ºK mol
62.4 L. torr/ºK mol
83.14472 L m-bar/ºK mol
1.987 cal/ºK mol

20. DENSIDAD DE LOS GASES Y
MASA MOLAR
PV = n RT
δ = Px M
RxT
DENSIDAD
M =δxRxT
P
MASA MOLAR

21. LEY DE DALTON
En una mezcla de gases
de dos o más
sustancias, la presión
total de la mezcla es la
suma de las presiones
parciales de c/gas como
si estuviera solo

22. LEY DE DALTON
Si tenemos el gas A:
pA . V = nA . R . T
+ el gas B:
pB . V = nB . R . T
__________________________________
PT = R T (nA + nB)
V
PT = pA + pB
pA = X A
Donde XA = fracción molar del gas A
XA + X B = 1
PT

23. RECOLECCIÓN DE GASES
SOBRE AGUA
Experimentalmente se
puede determinar el Nº
de moles de un gas
recolectado a partir de
una reacción química.
Comúnmente se recolecta
el gas sobre agua.
Ptotal = Pgas + Pagua

24. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
Fue propuesta por Daniel Bernouilli, en 1738,
demostrando la ley de Boyle de los gases.
Entre 1822 – 1888, Rudolf Clausius expuso
los postulados de la teoría cinética molecular.
Un gas ideal consiste de moléculas
ampliamente espaciadas que no interaccionan
entre sí y que están en movimiento incesante
con velocidades promedio que aumentan con
la temperatura.

25. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
La dependencia real de la velocidad
cuadrática media (vcm) de las moléculas con
la ºT.
En un choque entre moléculas se transfiere
energía. Pero la Ek media de las moléculas no
cambia a ºT =cte, ya que los choques son
elásticos.

26. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
La P, de un gas es
causada por los choques
de las moléculas contra
las paredes del
recipiente.
Dos gases distintos a
igual ºT tienen la misma
Ek media, a pesar que
las moléculas se
mueven a diferentes
velocidades
Si >ºT > Energía

27. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
ε = ½ m µ2
ε = energía cinética promedio
m = masa de las moléculas gaseosas
µ = velocidad cuadrática media

28. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
Efecto del aumento del volumen (V), a ºT
constante:
µ = cte → a >V → moléculas se mueven
distancias >> → << choques con las
paredes por unidad de tiempo → < P
(Boyle)

29. TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR
Efecto del aumento de la temperatura, a
volumen (V) constante:
Si ε aumenta → µ aumenta. Como V no
aumenta → más choques con las paredes
por unidad de tiempo → > P

30. EFUSIÓN Y DIFUSIÓN
MOLECULAR
La difusión y la efusión son consecuencias
de la dependencia de las velocidades
moleculares respecto de la masa.
La difusión es la dispersión gradual de una
sustancia gaseosa en otra. Las moléculas
al ocupar el lugar de otras moléculas
sufren colisiones mientras se mueven.

31. DIFUSIÓN MOLECULAR
R = 8.314 Kg-m2/s2-mol-ºK
M = masa molar
T = ºK
µ = raíz de la velocidad
cuadrática media del gas

32. DIFUSIÓN MOLECULAR
La ley de difusión de Thomas Graham, dice
que bajo las mismas condiciones de
presión y temperatura, las velocidades de
difusión de los gases son inversamente
proporcionales a las raíces cuadradas de
sus masas molares
r1 = µ 1 =
r2
µ2
M2
M1
r1 y r2 son las
velocidades de
difusión de los gases

33. EFUSIÓN MOLECULAR
La efusión es la fuga de un gas a través de un
orificio pequeño, siempre y cuando exista una
superficie por donde pueda producirse esta
fuga.
La tasa de efusión de un gas es inversamente
proporcional a la raíz cuadrada de su masa
molar, es decir a mayor velocidad del gas
mayor probabilidad de acertar el agujero y
escapar.

34. EFUSIÓN MOLECULAR
El gas más
ligero
efunde
más rápido

35. GASES REALES
Todos los gases verdaderos son reales
Van der Waals corrigió la ecuación ideal para
explicar los efectos de las fuerzas de
atracción entre las moléculas del gas y de los
volúmenes moleculares:
[P + n2a/V2] (V – nb) = nRT
a = atracciones
b = repulsiones
Interacciones Moleculares,
a y b son constantes ≠ para
cada gas