El documento habla sobre los gases reales y cómo se comportan en comparación con los gases ideales. Explica que los gases reales se desvían del comportamiento ideal a altas presiones y bajas temperaturas, y que se aproximan más al comportamiento ideal a bajas presiones y altas temperaturas. También introduce la ecuación de estado de Van der Waals para corregir las suposiciones de los gases ideales y predecir mejor el comportamiento de los gases reales.

1. SON LOS GASES QUE REALMENTE
EXISTEN Y CON LOS QUE
PODEMOS INTERACTUAR.

2. El grado en que un gas real se aparta del
comportamiento ideal puede verse
reacomodando la ecuación general del gas
ideal.
n = P.V / R.T
Si n = 1, entonces la cantidad PV/RT es igual
para diferentes gases.

3. Gráfica para 1 mol de distintos
gases en función de la presión.
Los gases reales se desvían del
comportamiento ideal a presiones
altas.
A presiones bajas la desviación
del comportamiento ideal es
pequeña.

4. Gráfica de 1 mol de un mismo
gas en función de la
presión a diferentes
temperaturas.
Al aumentar la T, el
comportamiento del gas se
aproxima al ideal.
Las desviaciones aumenten a
medida que nos
aproximamos a la
temperatura de

5. Según la Teoría Cinética Molecular los
gases carecen de fuerzas de atracción
y no poseen volumen sus partículas.

6. El espacio libre por el cual
pueden moverse la moléculas
es un poco menor al del
sistema.
En b) el volumen es menor por un
aumento de presión, por lo
tanto el volumen de las
partículas se hace más
significativo, y el espacio
vacío del sistema es menor
Esto genera que el V del gas sea
mayor al del espacio vació.

7. Además las fuerzas de atracción son importantes a
distancias cortas, por lo tanto se hacen
importantes cuando el volumen es pequeño.
Esto genera que la fuerza de los impactos de las
partículas con las paredes del recipiente sean
menores.
Esto genera que la presión del gas sea menor.

8. Se aproximan al
comportamiento ideal a
altas temperaturas y a
bajas presiones.

9. ¿Qué sucede con los gases
reales que se trabajan en
condiciones que no son las
apropiadas?

10. Para predecir el comportamiento de los
gases reales en condiciones poco
apropiadas para suponer
comportamiento ideal, se deber realizar
una corrección e la Ecuación General
de los Gases.

11. PV = nRT
V = (V* - nb)
V* = volumen medido en un gas real
b = volumen de las partículas por mol, característico de
cada gas.
P = (P* + n2a )
V2
P* = P medido de un gas ideal
a = constante característico de cada gas

12. (P + n2 . a / V2) (V-nb) = n R T
Esta ecuación corrige las suposiciones
de la ecuación el gas ideal:
 tamaño molecular infinitesimal y
 ausencia de fuerzas intermoleculares.

13. Coeficientes de Van der Waals
para algunos gases a 298 K.
Ar CO2 He N2
a 1,345 3,592 0,034 1,390
(atm.dm -6 mol -
2
)
b 3,22 4,267 2,37 3,913
(dm 3 .mol -1 )

14. Establece que la relación entre la
presión de vapor de cada componente en
una solución ideal es dependiente de la
presión de vapor de cada componente
individual y de la fracción molar de cada
componente en la solución. La ley debe su
nombre al químico francés
François Marie Raoult (1830-1901).

15.  P1 = ix1.Pº1
 i = # de moles después de la solución / #
de moles antes de la solución
 Para una solución de dos componentes:
X1 + X2 = 1 X1 = 1 – X2 Sustituyendo X1
P1 = i (1 – X2).P1º
Si el soluto es un no-electrolíto entonces i = 1 y
la ecuación se convierte:

16.  Psolución = P1.X1+P2.X2…..
 Pi = (Pi)puro . Xi
 Donde:
 (Pi)puro es la presión de vapor del
componente puro.
 Xi es la fracción molar del componente en
solución.

17.  Aplicación: Se cumple sólo para
disoluciones ideales no obstante es una
buena aproximación cualitativa.
 Empleo: La ley de Raoult suele emplearse
en la teoría de la destilación.
La Ley de Henry
fue formulada en 1803 por William Henry.
Enuncia que a una temperatura constante,
la cantidad de gas disuelta en un líquido es
directamente proporcional a la presión
parcial

18.  que ejerce ese gas sobre el líquido.
Matemáticamente se formula del siguiente
modo: C = k.P
Donde:
 P= es la presión parcial del gas.(en
atmosfera)
 C= es la concentración del gas
(solubilidad). (en mol/L)
 K= es la constante de Henry, que depende
de la naturaleza del gas, la temperatura y
el líquido.

19.  Un ejemplo de la aplicación de esta ley
está dado por las precauciones que deben
tomarse al volver a un buzo a la superficie.
Al disminuir la presión parcial de los distintos
gases, disminuye la solubilidad de los
mismos en la sangre, con el consiguiente
riesgo de una eventual formación de
burbujas. Para evitarlo, esta descompresión
debe efectuarse lentamente.

20.  En química, las propiedades coligativas de las
soluciones son aquellas que dependen sólo de la
cantidad de partículas de soluto que están presentes en
la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.
 Descenso de la Presión de Vapor.
 Cuando se prepara una solución con un solvente ¨puro¨
y un soluto NO VOLÁTIL (que no se transformará en
gas -vapor-) y se mide su Presión de vapor, al
compararla con la Presión de vapor de su solvente
puro, se observa que la presión de vapor de la solución
es MENOR que la presión de vapor del solvente.

21.  Esto es consecuencia de la presencia del soluto no
volátil. A su vez, cuando compara las presiones de
vapor de dos soluciones de igual composición y
diferente concentración, veremos que aquella solución
más concentrada tiene menor Presión de vapor.
 Descenso de Pvapor = Pvapor solvente - Pvapor
solución
 La presión de vapor: Esta propiedad esta reflejada en la
ley de Raoult.
 El cálculo de la presión de vapor se realiza mediante la
siguiente fórmula:

22.  Ejemplo: Calcule la presión de vapor de una
solución a 26 °C que contiene 10 gr. De Urea
disuelta en 200 gr. De agua. Masa molecular de
la Urea: 60 g/mol. Masa molecular del agua: 18
g/mol
 Paso 1: Calculamos (n) soluto y del solvente:
 n = w / M = 10 / 60 = 0.1666 mol de soluto;
 n = 200 g / 18 g / mol = 11,1 mol solvente
 n.Totales= n de sol. + n moles solv. = 0.1666 +
11.1 = 11.276 moles

23.  Paso 2: Calcular fracción (X):
 X.soluto = n.soluto / Total. Moles
 X_soluto = 0.1666 / 11.276 = 0.0147
 Paso 3: P1 = i (1 – X2).P1º a 26ºC Po = 25
mmHg

 P1 = (1 – 0.0147) x 25 mmHg = 24,6325
mmHg

24.  Descenso del punto de congelación (ΔTf): Ya
que el soluto obstaculiza la formación de
cristales sólidos, como por ejemplo el liquido
refrigerante de los motores de los automóviles
tiene una base de agua pura, a presión
atmosférica se congelaría a 0 °C dentro de las
tuberías y no resultaría útil en lugares fríos.
Entonces se le agregan ciertas sustancias
químicas que hacen descender su punto de
congelación.

25.  Ecuación: ΔTf = Kf m
 m (molalidad) es mol/kg
 ΔTf = T - Tf, donde
 T = punto de congelación de la solución.
 Tf = Punto de congelación del solvente puro.
 Kf, = Constante de congelación del solvente. Su
valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC/m.

26.  APLICACIÓN: Cuando desea enfriar algo rápidamente
haga una mezcla de hielo con sal o si tiene precaución
alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se
derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse
perdido el frío la mezcla formada estará en realidad a
unos cuantos grados bajo cero y será mucho más
efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos.
 El punto de cong. es la T a la cual un líq. comienza a
congelarse transformarse en sólido. Su valor coincide
con el punto de fusión cambio opuesto, pero en lugar
de entregar energía para "congelarse", el sistema
recibe energía para "fundirse" y volverse líquido.

27.  Aumento del punto de ebullición
 Al agregar moléculas o iones a un solvente puro, la
temperatura en el que este entra en ebullición es más
alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica
hierve a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto
de ebullición sube algunos grados centígrados.

 Ecuación: ΔTb = Kb · m m es mol/kg
 ΔTb = aumento del punto de ebullición = T - Tb, donde
T es el punto de ebullición de la solución y

28.  Ejemplo: En 392 g de agua se disuelven 85 g de
azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de
ebullición y el de congelación de la solución resultante.
Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.
 Paso 1: determinar la molalidad de la solución:
 m = 1000 x g de soluto / M x disolvente = 1000 x 85 g
de azúcar / 392 g agua x 342 g / 342 g/mol m = 0.634
mol/kg.
Paso 2: Determinar el punto de Peb. y de congelación
 Te = ke x m =0.52 ºC kg/mol x 0.634 mol/kg = 0.329 ºC.
 Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor
obtenido a 100°C: 100°C + 0,329 = 100,329°C

29.  Tb es el punto de ebullición del solvente puro.
 Kb = Constante de ebullición del solvente. Su
valor, cuando el solvente es agua es 0,52 ºC/m.
 El punto de ebullición es la temperatura a la
cual la presión de vapor de un solvente o
solución iguala la Presión externa y comienza a
observarse las moléculas de líquido
transformarse en gas.

30.  Punto de congelación:
 Tc = kc x m = 1.86 ºC kg/ mol x 0.634 mol/kg =
1.179 ºC
 Como el agua se congela por debajo de los 0ºC
0ºC– 1,179 = - 1,179°C.
Presión osmótica
 La ósmosis es la tendencia que tienen los
solventes a ir desde zonas de menor hacia
zonas de mayor concentración de partículas.

31. El efecto puede pensarse como una tendencia de los
solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de
solvente desde una solución más diluida hacia una
solución más concentrada, cuando se hallan separadas
por una membrana semipermeable.
Ecuación: ( π = (nRT) / V) Pi = C.R.T
 C= molaridad o molailidad en donde:
 n es el número de moles de partículas en la solución.
 R = 8.314472 J · K-1 · mol-1
 T = T en kelvin

32.  Halle la presión osmótica de una solución de glucosa
que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de
solución a una temperatura de 298ºK. M glucosa =
180 g / mol
 Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad
 C = gr de soluto / Litros de solución x MM = 12 g /
0.51 x 180 g / mol = 0.13 g / mol.
 Paso 2: Pi = C x R x T
 = 0,13 g/mol x 0,082 x 298°K = 3.176 at