Primera presentación sobre el estado de los gases.

1. Tema 12- ESTADO GASEOSO
PROPIEDADES DE LOS GASES
-Compresibles
-Ejercen presión sobre las paredes del recipiente
-Ocupan total-y homogéneamente el recipiente que los alberga
-Difunden, por lo que es difícil su separación
- Sus propiedades dependen de la temperatura

2. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES:
explica bien el comportamiento de los gases a baja presión y altas temperaturas.
POSTULADOS
Los gases están formados por partículas esféricas, situadas a grandes distancias entre sí
(comparadas con sus diámetros) y sin interacciones entre ellas (masas puntuales, sin volumen)
Las partículas se mueven incesante y desordenadamente chocando entre sí y con las paredes
del recipiente donde se ubican (choques elásticos)
La energía cinética media de los gases depende exclusivamente de la temperatura
(independientemente de la naturaleza del gas)

3. LEYES DE LOS GASES: (SIGLOS XVIII-XIX)
LEY DE BOYLE
A una T dada, el producto de la presión por el volumen de un peso definido de gas es constante.
El volumen ocupado por una muestra de gas varía inversamente a la presión a T cte.
Igual energia cinética
en menor espacio:
Más número de choques

4. LEY DE CHARLES
Para una P constante el volumen ocupado por un peso dado de un gas es directamente
proporcional a su T absoluta
La misma relacion cumplen la presión y temperatura a volumen constante
T absoluta = T en kelvin = t + 273,16
A mayor T mayor Ec,
mayor velocidad y más
fuerza sobre las paredes,
más presión.

5. HIPÓTESIS DE AVOGADRO
A la misma presión y temperatura, volúmenes iguales de gases distintos contienen
el mismo número de moléculas.
De esta hipótesis se deriva la:
LEY DE AVOGADRO: EL VOLUMEN DE UN GAS A UNA PRESION Y T CONSTANTES ES
DIRECTAMENTE PROPORCIONAL AL NÚMERO DE MOLÉCULAS
Cuando hay más partículas
Más número de choques con las partículas del recipiente.

6. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
Expresión matemática que relaciona la presión, el volumen y
la T absoluta de un gas y la cantidad de moles presente.
R = cte universal de los gases = 0.082 atm x l / mol x K
El gas hipotético que obedece a esta ecuación a todas las P y T
se llama ideal. Ningún gas real es ideal pero la ley describe bien
el comportamiento de la mayoría de los gases a bajas presiones
(menos de 1 atm) y altas temperaturas
MEZCLA DE GASES: LEY DE DALTON
Presión parcial = presión de uno de los componentes individuales de una mezcla
LA PRESIÓN TOTAL EJERCIDA POR UNA MEZCLA DE GASES ES IGUAL A LA SUMA
DE LAS PRESIONES PARCIALES DE SUS COMPONENTES

7. EFUSIÓN: proceso por el que las moléculas se escapan de un recipiente por un orificio.
DIFUSIÓN: proceso por el que las moléculas de un tipo atraviesan una pared porosa
y se mezclan con moléculas de otro tipo
Las moléculas más ligeras difunden más rápidamente
DIFUSIÓN DE GASES: LEY DE GRAHAM
Las velocidades de difusión de dos gases son inversamente
proporcionales a la raiz cuadradas de sus pesos moleculares
(o densidades)
Aplicación: métodos de purificación de gases.
El factor de enriquecimiento será el cociente entre las velocidades de difusión.
Ej: Uranio enriquecido.
¿Cuál es la velocidad de efusión del oxígeno con respecto al hidrógeno?
Si la masa molar del oxígeno es 32 y la del hidrógeno es 2 (gases diatómicos):
La velocidad de efusión del hidrógeno es 4 veces mayor que la del oxígeno.