Estado gaseoso

1. Características de los gases
- Se expande hasta rellenar cualquier
volumen (expansibilidad)
- Compresibilidad
- Se mezcla fácilmente con otros gases
para dar mezclas homogéneas
(difusibilidad)
- Este comportamiento se debe a la
existencia de una distancia muy grande
entre las moléculas.

2. Teoría Cinético Molecular
• Los gases están constituidos por partículas
de masas puntuales en constante y caótico
movimiento en línea recta.
• Las partículas están separadas por
grandes distancias.
• Las colisiones son rápidas y elásticas.
• No hay fuerzas entre las partículas.
• La energía total permanece constante.
¡ La energía cinética promedio es directamente
proporcional a la temperatura!

3. Videos:
Teoría Cinético Molecular
LA ENERGÍA CINÉTICA ES
PROPORCIONAL A LA
TEMPERATURA, Ek = 3kT/2

4. Variables de estado de un gas
Un gas queda definido por cuatro variables:
- Cantidad de sustancia  moles
- Volumen  L, mL, m3, etc
- Presión  atmósferas, mmHg, Pascal
- Temperatura  grados centígrados, kelvin,
etc.

5. Presión de Fluidos
• Presión de un gas
• Presión de Líquidos
P (Pa) =
Area (m2)
Fuerza (N)
P = g ·h ·
h
Un gas origina
presión cuando sus
moléculas chocan
contra las paredes del
recipiente que lo
contiene.
La presión de un
fluido, gas o
líquido, no depende
de la forma del
recipiente sino de la
diferencia de
niveles.

6. Unidades y equivalencias de
Presión
Atmósfera (atm)
Milimetros de mercurio (mmHg)
Torricelli (torr)
Newton por metro cuadrado (N/m2)
Pascal (Pa)
Kilopascal (kPa)
Bar (bar)
Milibar (mbar)
Presión atmosférica
estándar
1 atm = 760 mmHg
= 760 torr
= 101 325 N/m2
= 101 325 Pa
= 101,325 kPa
= 1,01325 bar
= 1013,25 mbar

7. Presión Barométrica
Barómetro de mercurio
La presión barométrica es la presión que ejercen los gases de la
atmósfera sobre los objetos. Cuando se mide a nivel del mar se
denomina presión atmosférica estándar. A mayor altura geográfica
de la ciudad, menor presión barométrica.

8. La presión barométrica depende de
la altura geográfica

9. Presión de un gas
• Presión absoluta: es la presión que el gas
ejerce sobre las paredes del recipiente
que lo contiene.
• Presión manométrica: es la presión
relativa del gas, medida por comparación
con determinado nivel de presión. Se mide
mediante manómetros.
• Generalmente: Pabs = Pman + Pbar

10. Manómetro
s
Son equipos que permiten medir la presión de los gases confinados en
un recipiente. El más común es el manómetro de mercurio (en U).
DP = presión manométrica
(a) Presión del gas igual a
la presión barométrica
(b) Presión del gas mayor
que la presión barométrica
(c) Presión del gas menor
que la presión barométrica

11. Aplicación: Manómetros
La figura representa un balón conteniendo gas,
conectado a un manómetro abierto con mercurio. Si la
presión atmosférica local es la normal (76 cmHg),
determine la presión del gas.

12. Escalas de
Temperatura
9
492
-
t
=
5
273
-
t
=
9
32
-
t
=
5
t R
K
F
º
ºC
D 1 ºC  D 1,8 ºF  D 1 K  D 1,8 R
La temperatura de un cuerpo es
una medida relativa de su
movimiento molecular. Se
mide mediante termómetros y
se expresa en cuatro escalas
diferentes:
Escalas Relativas:
centígrada (ºC), fahrenheit ( ºF)
Escalas Absolutas o
Termodinámicas:
kelvin (K), rankine (R)
Comparación de varias escalas de temperatura

13. Video: Escalas termométricas
Fahrenheit
Celsius
Lord Kelvin

14. Leyes Empíricas de los gases.
Las leyes empíricas son aquellas que se
originan directamente de la experimentación.
Consideraremos:
La Ley de Boyle: Procesos isotérmicos
La ley de Charles: Procesos isobáricos
La ley de Gay-Lussac: Procesos isócoros
La Ley de Avogadro
La ley de Dalton
La ley de Graham
Los llamados gases ideales o perfectos
cumplen totalmente estas leyes

15. El volumen de un gas es inversamente proporcional
a la presión (al mantener constantes la temperatura
y cantidad de materia).
Ley de Boyle (1662)
V  1/P (si n y T ctes)
V = k/P

16. Video: La ley de Boyle

17. Aplicación: Ley de Boyle
Manteniendo constante la temperatura, el balón de la
figura es conectando a un tanque y el gas se deja
compartir entre ambos recipientes. Calcule el volumen
del tanque.
P1V1 = P2V2 V2 =
P1V1
P2
= 694 L Vtanque = 644 L

18. El volumen de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta (a presión y cantidad de materia
constantes).
* También denominada de Charles y Gay-Lussac
La Ley de Charles*
(1787)
V  T (si n y P ctes)
V = k.T
Cuando P = 1 atm y T = 273 K,
V = 22,4 L para cualquier gas !!
El volumen se
hace nulo a 0 K

19. Video: La Ley de Charles

20. La Ley de Gay-Lussac (1802)
La presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta (a
volumen y cantidad de materia constantes).
P  T (si n y V ctes)
P = k.T

21. Las leyes de los gases
Boyle
Gay-Lussac
Charles
Presión
P2<P1
T1
T2
T1>T2

22. Video: El colapso de la Coca
Cola

23. Condiciones Normales (CN)
• Las propiedades de los gases dependen de sus
condiciones.
• Existe la necesidad de establecer condiciones
estándar de medida (condiciones normales, CN)
P = 1 atm = 760 mm Hg
T = 0°C = 273,15 K

24. Ley de Avogadro
El volumen de un gas es directamente
proporcional a la cantidad de materia
(número de moles), a presión y
temperatura constantes.
V  n (si T y P ctes)
V = k.n
V
0,5 V
2V
P, T P, T P, T
A Condiciones Normales:
1 mol gas = 22,4 L gas

25. • Ley de Boyle V  1/P
• Ley de Charles V  T
• Ley de Avogadro V  n
V 
nT
P
Ecuación de Estado de los
Gases Ideales
nT
P
V = R PV = nRT

26. Videos: experimentos con nitrógeno
líquido

27. PV = nRT
La Constante Universal de los
Gases
R =
PV
nT
= 0,082 atm L mol-1 K-1
= 8,3145 J mol-1 K-1
= 8,3145 Pa m3 mol-1 K-1
= 62,4 mmHg L mol-1 K-1

28. Ecuación General
de los Gases
R = =
P2V2
n2T2
P1V1
n1T1
=
P2V2
T2
P1V1
T1
Si fijamos la cantidad de gas (n1 = n2):

29. Aplicación de las Ecuaciones de los Gases
Ideales
¡Chequée
sus
cálculos!
¿La cantidad de gas está
dada o se pregunta por
ella, en moles o masa?
SI
Si la masa del gas es constante
use la ECUACIÓN DE ESTADO
DE LOS GASES IDEALES.
PV = nRT
Si la ,masa del gas cambia.
use la ECUACIÓN GENERAL
DE LOS GASES IDEALES.
PiVi PfVf
niTi nfTf
=
NO
Use la ECUACIÓN GENERAL
DE LOS GASES IDEALES
reducida a la LEY COMBINADA
DE LOS GASES
PiVi PfVf
Ti Tf
=
Ti = Tf
LEY DE BOYLE
PiVi = PfVf
LEY DE CHARLES
Vi Vf
Ti Tf
=
Pi = Pf
Vi = Vf
LEY DE GAY LUSSAC
Pi Pf
Ti Tf
=

30. Aplicación: Ecuación de estado de los gases
ideales
Un tanque de acero tiene un volumen de 438 L y se
llena con 0,885 kg de O2. Calcular la presión de este
gas a 21 ºC.
V = 438L T = 21 ºC (convertir a K)
n = 0,885kg (convertir a mol) P = desconocida
21 ºC + 273 = 294K
0,885kg
103g
kg
mol O2
32,00g O2
= 27,7mol O2
P =
nRT
V
=
24,7mol 294K
atm L
mol K
0,0821
x x
438L
= 1,53atm

31. Densidad y Masa Molar de los Gases
Ideales
PV = nRT y  =
m
V
PV =
m
M
RT
, n =
m
M
PM
RT
V
m
=  = M =

P
RT
y

32. Aplicación: Cálculo de la densidad
Calcular la densidad (en g/L) del dióxido de carbono
y el número de moléculas por litro a) en condiciones
normales (0 ºC y 1 atm) y b) a temperatura y presión
ambientales (20 ºC y 1 atm).
1,96g
L
mol CO2
44,01g CO2
6,02·1023moléculas
mol
= 2,68·1022moléculas CO2/L
 =
44,01g/mol x 1atm
atm L
mol K
0,082 x 273K
= 1,96g/L
(a)
 = 1.83g/L 2.50x1022molecules CO2/L
(b)
 =
RT
M x P

33. Mezcla de Gases
• Presión Parcial
– Cada componente de una mezcla gaseosa ejerce
una presión igual a la que ejercería si ocupara
solo volumen total del recipiente.
• Las leyes de los gases se pueden
aplicar a mezclas de gases.
• La aproximación más simple es usando
ntotal, pero es necesario definir.....

34. Ley de Dalton de las presiones
Parciales (Modelo Microscópico)
Al mantenerse el volumen constante, el aumento del
número de moléculas origina un aumento de la presión
total de la mezcla de gases.

35. Presiones Parciales
Ptot = Pa + Pb + …
Pa = naRT/Vtot
Pa
Ptot
naRT/Vtot
ntotRT/Vtot
= =
na
ntot
na
ntot
= Xa
Definimos:
FRACCIÓN
MOLAR
Luego: Pa = Xa Ptot
También: 100 Xa = %molar = %Pa = % Va  %masa

36. Masa molar aparente de la mezcla gaseosa
• En muchos procesos de ingeniería, las
mezclas gaseosas no cambian de
composición, por lo que son tratadas
como una “sustancia” a la cual se le
asocia una masa molar.
Map = XaMa + XbMb + XcMc + ...

37. Aplicación: Mezcla de Gases
Se dispone de una mezcla sintética de aire que contiene un 79
mol % de N2, un 17 mol % de 16O2, y un 4.0 mol % de 18O2. La
presión de la mezcla es de 0,75 atm. Calcular (a) la presión
parcial de 18O2 en la mezcla y (b) la densidad de la mezcla de
gases, para una temperatura de 0 º C, y su masa molar
= 0.030atm
P = X x Ptotal = 0,040 x 0,75atm
18O2
18O2
X18O2
=
4,0 mol% 18O2
100
= 0,040
(a)
(b)
 =
RT
M x P
 =
29 g/mol x 0,75 atm
atm L
mol K
0,082 x 273K
= 0,971 g/L
M = 0,79 x 28 g/mol N2 + 0,17 x 32 g /mol 16O2 + 0,17 x 36 g /mol 18O2
= 29 gr /mol aire

38. Propiedades de los gases
relacionadas con la Teoría
Cinético Molecular
A causa del movimiento
molecular, los gases tienen
la propiedad de difusión,
que es la capacidad que
tienen dos o más gases de
mezclarse espontáneamente
hasta que forman un todo
uniforme.
La efusión en un proceso
relacionado pero no igual.
La efusión es un proceso
por el cual las moléculas de
un gas pasan a través de un
orificio muy pequeño desde
un recipiente de mayor
presión hacia un recipiente
de menor presión.

39. Efusión - Difusión

40. Ley de Graham
• Solo para gases a baja presión (escape natural, no jet).
• Pequeños orificios (sin colisiones)
A
B
M
M

B
de
efusión
de
rapidez
A
de
efusión
de
rapidez
• La razón puede ser usada para calcular:
– Rapidez de la efusión
– Velocidades Moleculares
– Tiempos de Efusión
– Distancias recorridas por las
moléculas
– Cantidad de gas efundido.

41. Aplicación: Efusión de los gases. Ley
de Graham.
Calcular la relación entre las velocidades de efusión del helio y
del metano.
M de CH4 = 16,04g/mol
M de He = 4,003g/mol
r
CH4
He
r
=
√16,04
4,003
= 2,002
Calcular la relación entre las velocidades de efusión del 235UF6 y
del 238UF6.
M de 235UF6 = 352 g/mol
M de 238UF6 = 349 g/mol
r
238UF6
235UF6
r
=
√352
349
= 1,004