El documento describe la descomposición del azida de sodio en sodio metálico y nitrógeno gaseoso. Explica que el azida de sodio se descompone en sodio sólido y nitrógeno gaseoso. También incluye los nombres de los autores que compilaron la información.

1. NaN3(s)
 Na(s) + N2 (g)
Compilado por:
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
Programa de Licenciatura en
Biología y Química
Programa de Licenciatura en
Biología y Química
ESTADO GASEOSO

2. Estados de la materia
sólido
Líquido
Gas

3. Sólido Líquido Gas
Estados de la materia

4. Estados de la materia

5. Estados de la materia

6. Elementos que existen como gases a 250
C y 1 atmósfera

8.  Los gases ocupan el volumen del recipiente que los
contiene y presentan forma indefinida.
 Se consideran los más compresibles de los estados de
la materia.
 Cuando se encuentran confinados en el mismo
recipiente se mezclan uniforme y completamente.
 Cuentan con densidades mucho menores que los
líquidos y sólidos.
Características físicas de los gases

9. Temperatura
Es la propiedad de un cuerpo que determina el
flujo de calor hacia otro cuerpo o de otros
cuerpos hacia él.
K = °C + 273

10. TERMÓMETROS
Infrarrojo
Digital Digital Cuchara
LaserDigital Gases
De mercurio

11. Volumen
El lugar que ocupa un cuerpo en el espacio.
• Unidad en el SI: m3
.

12. Como se mide el volumen?
-Sólidos regulares: Aquelllos que tienen una
forma definida.
CUBO CILINDRO
V = L3
V= πr2
h
PARALELEPÍPEDO ESFERA
b
a c
V= axbxc V= 4 π r3
/3

13. Como se mide el volumen?
SÓLIDOS IRREGULARES.
Son aquellos sólidos que no tienen
una forma definida propia .
Hay que emplear el método de
inmersión.
1.-Se toma la probeta y se llena de
líquido hasta cierta altura.
2.-Se toma la lectura del volúmen de
agua alcanzado por el líquido, lectura
inicial .
3.-Se introduce cuidadosamente el
sólido y se toma la lectura final.
V= lf - li

14. Masa
Es la cantidad de materia que posee un
cuerpo.
• Unidad en el SI: kg

15. Unidades de presión
1 pascal (Pa) = 1 N/m2
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101325 Pa
Presión =
Fuerza
Área
La presión de un gas es la fuerza que éste ejerce sobre
el recipiente que lo contiene, dividida por el área de
superficie del recipiente.
Presión

16. Manómetros usados para medir las presiones de los gases
GasGas
Vacío

17. Presión barométrica
Presión atmosférica
estándar
1,00 atm
760 mm Hg, 760 torr
101,325 kPa
1,01325 bar
1013,25 mbar

18. Presión Atmosférica

19. Nivel del mar 1 atm
4 millas 0.5 atm
10 millas 0.2 atm
Columna
de aire
1 milla = 1609 m

20. BAROMETROS Y MANOMETROS
Barómetro
aneroide
Barómetro aneroide
con termómetro
Barómetro de
Torrichelli
Manómetro Manómetro digital

21. Diferencias entre un gas ideal y un gas real
No existen fuerzas de atracción (fuerzas
intermoleculares) entre las moléculas de un gas ideal.
Los gases ideales están compuestos por partículas muy
pequeñas llamadas moléculas. La distancia que hay entre estas
moléculas es muy grande comparada con su tamaño, y el
volumen total que ocupan las moléculas es sólo una fracción
pequeña del volumen que ocupa todo el gas.
En los gases reales las moléculas tienden a ocupar todo el
espacio disponible del recipiente y existen fuerzas
intermoleculares de atracción.

22. 2 volúmenes 1 volumen 0,5 volumen
Relación entre presión y volumen

23. Aparato para estudiar la relación
entre presión y volumen de un gas

26. Ley de Boyle
El volumen ocupado por una determinada masa de gas,
cuando la temperatura se mantiene constante, es inversamente
proporcional a la presión que se ejerce sobre él.
P α 1/V

27. Ley de Boyle
P1 x V1 = P2 x V2
V1= volumen ocupado por el gas inicialmente
P1 = presión ejercida por el gas inicialmente
V2= volumen ocupado por el gas finalmente
P2 = presión ejercida por el gas finalmente
k = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.
P x V = K

28. Ley de Boyle
(determinación experimental)

29. Una muestra de gas del cloro ocupa un
volumen de 946 mL a una presión de 726
mmHg. ¿Cuál es la presión del gas (en Pa) si
el volumen aumenta el triple a temperatura
constante?
Una muestra gaseosa de H2 tiene una presión
de 245480 Pa y ocupa un volumen de 3,2 L.
¿A qué volumen tendrá una presión de
850420 Pa?

33. Como T Aumenta V Aumenta
Expansión y contracción del gas
Tubo
capilar
Mercurio
Temperatura
baja
Temperatura
alta

34. Expansión y contracción del gas

35. Ley de Charles

36. Ley de Charles
V α T
V = K ´x T
V1/T1 = V2/T2 T (K) = t (0
C) + 273.15
La temperatura será
en escala Kelvin
Cuando la masa y la presión de un gas permanecen constante el
volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura
absoluta.
T1 = temperatura inicial del gas
V1= volumen ocupado por el gas inicialmente
T2= temperatura final del gas
V2= volumen ocupado por el gas finalmente
k´ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

37. V (mL)
T (K)
Ley de Charles
(determinación experimental)

38. Ley de Charles

39. Una muestra de gas de monóxido de carbono
ocupa 3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura en
grados Celsius el gas ocupará un volumen de
1.54 L si la presión permanece constante?
El volumen ocupado por una muestra de
CO2 a 35 °C es 5,2 L. A qué temperatura en
°C se debe llevar la muestra para que
ocupe un volumen de 850 cm3

40. RELACION TEMPERATURA-PRESIÓN

41. LEY DE AMONTONS
P1 = P2
T1 T2
A volumen y masa constante, la presión de un gas
varía directamente proporcional con la temperatura
absoluta.
P α T
T1 = temperatura inicial del gas
P1= presión ejercida por el gas inicialmente
T2= temperatura final del gas
P2= presión ejercida por el gas finalmente
k_ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.
P = Κ T

42. El argón es un gas inerte usado en las bombillas para
retardar la vaporización del filamento. Una cierta
bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18 °
C se
calienta a 85 °C a volumen constante. ¿Cuál es la
presión final del argón en la bombilla?

43. LEY COMBINADA O COMPLETA DE LOS
GASES
P1V1 = P2V2
T1 T2
V1= volumen ocupado por el gas inicialmente
V2= volumen ocupado por el gas finalmente
T1 = temperatura inicial del gas
P1= presión ejercida por el gas inicialmente
T2= temperatura final del gas
P2= presión ejercida por el gas finalmente
k_ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

44. Ley de Avogadro
Volúmenes iguales de cualquier gas a la misma
temperatura y presión contienen el mismo número de
moléculas.
Xe H2 Ne
Temperatura y presión constante

45. Temperatura y presión constante

46. Temperatura y presión constante
O2

47. Temperatura y presión constante
N2

48. LEY DE LOS VOLUMENES DE
COMBINACIÓN DE GAY LUSSAC
N2
+ O2
2NO

49. LEY DE LOS VOLUMENES DE
COMBINACIÓN DE GAY LUSSAC
H2
+ Br2
2HBr

50. Ley de Avogadro
moléculas
volúmenes
molécula
molesmol
moléculas
volúmenesvolumen
moles
V α número de moles (n) V = constante x n
V1/n1 = V2/n2
Relación volumen-mol

51. LEY DE LOS VOLUMENES DE
COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC
A temperatura y presión constante, los volúmenes de
los gases que se combinan o producen en una
reacción química puede expresarse en proporción de
números enteros sencillos o pequeños; estos números
enteros sencillos corresponden a los coeficientes
estequiométricos.

52. El amoniaco se quema en oxígeno para formar óxido
nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de
NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma
temperatura y presión?
NH3 (g) + O2 (g) NO (g) + H2O (g)

53. Ecuación del gas ideal
Ley de Charles : V α T (a n y P constante)
Ley de Avogadro : V α n (a P y T constante)
Ley de Boyle : V α (a n y T constante)1
P
V α
nT
P
V = constante x = R
nT
P
nT
P
(R es la constante de gas)
PV = nRT

54. Ecuación del gas ideal
PV = nRT
T = temperatura del gas
P = presión ejercida por el gas
V = volumen ocupado por el gas
n= numero de moles del gas
R= constante del gas

55. ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de
HCl a TPE?

56. Determinación de la masa molar
PV = nRT y n =
m
M
PV =
m
M
RT M =
m
PV
RT
T = temperatura del gas
P = presión ejercida por el gas
V = volumen ocupado por el gas
m = masa del gas
R= constante del gas
M = peso molecular del gas

57. Densidades de los gases
PV = nRT y d =
m
V
PV =
m
M
RT
MP
RTV
m
= d =
, n =
m
M
PM =
m
V
RT
T = temperatura del gas
P = presión ejercida por el gas
V = volumen ocupado por el gas
m = masa del gas
R= constante del gas
M = peso molecular del gas
d = densidad del gas

58. LeyesdelosgasesLeyesdelosgases Ley de Boyle P1V1 = P2V2
Ley General PV = n R T
Ley Combinada P1V1 = P2V2
T1 T2
Ley de Gay-Lussac P1 = P2
T1 T2
Ley de Charles V1 = V2
T1 T2
n (moles) = g/M
R = 0.0821 atm.L/ mol.K

59. MEZCLAS DE GASES: LEY DE DALTON DE
LAS PRESIONES PARCIALES
A temperatura constante la presión ejercida por una
mezcla de gases, siempre y cuando estos no
reaccionen, en un volumen definido es igual a la suma
de las presiones parciales de cada gas.
La presión parcial de un gas, en una mezcla de gases,
es la presión que aquel ejercería si él solo ocupase el
volumen total.

60. PRESIONES PARCIALES

61. PRESIONES PARCIALES

62. PRESIONES PARCIALES

63. Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son
constantes
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
Combinación
de gases

64. Considere un caso en que dos gases , A y B, están en un
recipiente de volumen V.
PA =
nART
V
PB =
nBRT
V
nA es el número de moles de A
nB es el número de moles de B
PT = PA + PB XA =
nA
nA + nB
XB =
nB
nA + nB
PA = XA PT PB = XB PT
Pi = Xi PT

65. Una muestra de gas natural contiene 8.24
moles de CH4, 0.421 moles de C2H6, y 0.116
moles de C3H8. Si la presión total de los gases
es 1.37 atm, ¿cuál es la presión parcial del
propano (C3H8)?

66. Efusión
Es el proceso en el cual un gas fluye a través de un
pequeño orificio en un recipiente.

67. Ley de efusión de Graham
A temperatura y presión constantes las velocidades de
efusión de diferentes gases varía inversamente con la
raíz cuadrada de sus densidades (ρ) o pesos
moleculares (M).

68. NH3
HCl
NH4Cl
Efusión

69. NH3
17 g/mol
HCl
36 g/mol
NH4Cl
Efusión

70. Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00
atm cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la
reacción?:
C6H12O6 (s) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)
g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen

71. Teoría cinética molecular de los gases

72. Teoría cinética molecular de los gases
5. La temperatura absoluta es una cantidad proporcional al
promedio de la energía cinética de todas las moléculas de un
sistema.
6. A presiones relativamente bajas la distancia promedio entre
las moléculas es grande en comparación con sus diámetros, y
de ahí que las fuerzas de atracción, que dependen de la
separación molecular, se consideran despreciables.
7. Finalmente, como las moléculas son pequeñas, en
comparación con la distancia entre ellas, su volumen se
considera despreciable con relación al total, es decir, la mayor
parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío.

73. Interpretación de las leyes mediante la teoría
cinética
• Ley de Boyle
Si se disminuye el Vrecipiente, sus moléculas recorrerán
menos espacio entre cada choque; por tanto hay
mayor número de choques por unidad de tiempo,
implicando un aumento de presión.
• Ley de Charles
Al aumentar la Temperatura, aumenta la energía
cinética de las moléculas, si las paredes del
recipiente son elásticas (globo de caucho).
Cederán ante el empuje de las moléculas y el
volumen del recipiente (globo) aumentará.

74. • Ley de Amontons
Al aumentar la temperatura, aumenta la energía
cinética de las moléculas. Si las paredes del
recipiente son rígidas, el efecto neto será una mayor
fuerza sobre las paredes y por tanto una mayor
presión.
•Ley de Avogadro
Al aumentar la masa, aumenta el número de
moléculas y por tanto el número de choques contra
las paredes del recipiente. Si las paredes son
elásticas, cederán ante el mayor empuje de las
moléculas y el volumen aumentará.
Interpretación de las leyes mediante la teoría
cinética

75. • Ley de Dalton de las presiones parciales
Las moléculas no se atraen o repelen entre sí
La Presión ejercida por un tipo de molécula no se
afectará por la presencia de otro gas
Ptotal = ΣPi
Interpretación de las leyes mediante la teoría
cinética

76. Gases Reales
PV=nRT (gas ideal)
a P bajas y a T superiores a sus puntos de condensación
Pero qué tanto la ley general se desvía de la realidad?
PV = constante, PV=nRT = constante
(Z = factor de compresibilidad)
PV=ZnRT
Z=1 (para un gas ideal)
Z > 1 o Z < 1 (para gases reales)
Z =
PV
nRT

77. Producto PV de algunos gases

78. Z como función de la presión para un mol de gas a 300 K

79. Z como factor de la presión para un mol de N2

80.  Punto crítico de un gas
Está determinado por la situación en la cual, por encima de él, es
imposible licuar (condensar) un gas.
Temperatura crítica (Tc): temperatura arriba de la cual, no
importando que tan grande sea la presión aplicada, es imposible
ser licuado.
Presión crítica (Pc): presión necesaria para licuar el gas a Tc.
Volumen crítico (Vc): volumen del gas a la Pc y Tc
Punto crítico: el estado del gas a Pc, Tc y Vc y sus valores son las
constantes críticas del gas.

81. Punto crítico del agua

82. Punto crítico del dióxido de carbono

83. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS
Ideó un modelo teórico-cinético para un gas imperfecto en el que
se modificaron los dos postulados básicos del modelo del gas
ideal.
 En lugar de tratar las moléculas del gas como partículas
puntuales con masa, las trató como esferas rígidas.
 En vez de decir que no habría fuerzas entre las moléculas,
supuso que éstas ejercían fuerzas de atracción entre ellas, lo que
conduce a la condensación en condiciones apropiadas de T y P.

84. ECUACIÓN DE VAN DER WAALS
[( ) a + P ] (V-nb) = nRT
n
V
2
b : constante de van der Waals(Lmol-1
)
correción al volumen
a: corrección a la presión (L2
Pa mol-2
)
fuerzas de atracción
a =
27RTc
64Pc
b=
RTc
8Pc

85. ECUACIÓN DE BERTHELOT
A bajas presiones
Pesos moleculares de los gases o la densidad

86. Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General.
8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III.
Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.
-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química
general. 5a
ed. McGraw-Hill. España. 1998.
-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce.
Química La ciencia central. 7a
ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a
ed. McGraw-Hill.
México.1997.
-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a
ed. Pearson. México.
1996.