1) Los filósofos antiguos consideraban que el aire tenía una naturaleza ligera que lo hacía elevarse, mientras que las bombas elevaban líquidos debido al "horror al vacío" de la naturaleza. 2) Galileo determinó que la altura máxima que podía elevarse el agua era de unos 11 metros, equivalente a una atmósfera de presión. 3) Experimentos posteriores con mercurio y la observación de que la columna se reducía a mayor altitud llevaron a la conclusión de que es el

1. Gases

7. Elementos que existen como gases a 25 0 C y 1 atmósfera

8. 5.1 www.youtube.com/watch?v=am2tA2oyYII

12. Unidades de presión 1 pascal (Pa) = 1 N/m 2 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 101,325 Pa presión = Barometro fuerza Area

13. como P (h) aumenta V decrece En a) la presión es la atmosférica. La presión ejercida por el gas aumenta desde a) hasta d), a medida que se agrega mercurio y el volumen del gas disminuye como lo predice la Ley de Boyle.

15. P  1/ V P x V = constante P 1 x V 1 = P 2 x V 2 Ley de Boyle Temperatura constante

16. Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mm de Hg. Calcule la presión del gas en mm de Hg si el volumen se reduce a 154 mL a temperatura constante. P 1 x V 1 = P 2 x V 2 P 1 = 726 mmHg V 1 = 946 mL P 2 = ? V 2 = 154 mL P 2 = = 4.460 mmHg P 1 x V 1 V 2 726 mmHg x 946 mL 154 mL =

17. T aumenta V aumenta

18. Ley de Charles y Gay Lussac Cuando las transformaciones de los gases se producen con variación de temperatura se pueden considerar dos situaciones diferentes: Ley de Charles: Transformación a presión constante P = cte A condiciones 1 y 2 V 1 = k T 1 , V 2 = k T 2 , Por lo tanto

19. http://es.wikipedia.org/wiki/Sección_cónica http://en.wikipedia.org/wiki/Conic_section http://mathdl.maa.org/mathDL/46/?pa=content&sa=viewDocument&nodeId=196&bodyId=201

21. Folium de Descartes .

22. Bruja de Agnessi

25. http:// en.wikipedia.org / wiki / Topographic_map

28. Ley de Gay Lussac. Transformación a volumen constante. V = cte o bien, Esta ley permite predecir como se verá afectada la presión de un gas, manteniendo el volumen constante, bajo un cambio de temperatura o viceversa.

29. Variación del volumen de un gas con la temperatura a presión constante V  T V = constante x T V 1 / T 1 = V 2 / T 2 T (K) = t ( 0 C) + 273,15 Ley de Charles y Gay-Lussac Temperatura puede ser en Kelvin

30. Una muestra de monóxido de carbono gaseoso ocupa 3,20 l a 125 °C. Calcular la temperatura a la que el gas ocupará un volumen de 1,54 l, si la presión se mantiene constante. V 1 = 3,20 l T 1 = 398,15 K V 2 = 1,54 l T 2 = ? T 2 = = 192 K V 1 / T 1 = V 2 / T 2 V 2 x T 1 V 1 1,54 L x 398,15 K 3,20 L =

31. Ley de Avogadro V  número of moles ( n ) V = constante x n V 1 / n 1 = V 2 / n 2 5.3 Temperatura constante Presión constante

32. La reación de gas amoníaco con oxígeno forma óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtendrán desde un volumen de amoníaco a la misma temperatura y presión? A T y P constantes 5.3 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O 1 mol NH 3 1 mol NO 1 volumen NH 3 1 volumen NO

33. Ecuación de los gases ideales Ley de Charles: V  T  (a n y P constantes) Ley de Avogadro: V  n  (a P y T constantes) R es la constante de los gases PV = nRT Ley de Boyle: V  (a n y T constantes) 1 P V  nT P V = constante x = R nT P nT P

35. Se han explicado las leyes de los gases ideales de Boyle-Mariotte, Charles y Gay Lussac y luego se ha dicho que hay una ecuación general que engloba a las tres. Preocupado por no ser capaz de memorizarlas y temiendo enredarse con los nombres y los enunciados, alguien protesta por qué no basta con aprenderse solamente la última de ellas. ¿Tiene sentido su pregunta? La respuesta no es sencilla.

36. http:// en.wikipedia.org / wiki / Ideal_gas_law

37. PV = nRT R = 0,082057 L • atm / (mol • K) Las condiciones de 0 0 C y 1 atm son llamadas standard o estándar de temperatura y presión (STP). Experimentos muestran que a STP, 1 mol de un gas ideal ocupa 22,414 L. R = PV nT = (1 atm)(22,414 L) (1 mol)(273,15 K)

38. ¿Cuál es el volumen (en L) que ocupan 49,8 g de HCl a STP? PV = nRT T = 0 0 C = 273,15 K P = 1 atm V = 30,6 L V = nRT P n = 49,8 g x 1 mol HCl 36,45 g HCl = 1,37 mol V = 1 atm 1.37 mol x 0.0821 x 273,15 K L • atm mol • K

40. Argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la evaporización del filamento. Un cierto foco que contiene Argón a 1,20 atm y 18 oC se calienta a 85 oC a volumen constante. ¿Cuál es la presión final del Argón (en atm)? PV = nRT n, V y R son constantes = constante = 1,48 atm nR V = P T P 1 T 1 P 2 T 2 = P 1 = 1,20 atm T 1 = 291 K P 2 = ? T 2 = 358 K P 2 = P 1 x T 2 T 1 = 1,20 atm x 358 K 291 K

41. Estados de la materia: 7 + …

42. Un típico diagrama de fase . La línea de puntos muestra el comportamiento anómalo del agua. La línea verde marca el punto de congelación y la línea azul el punto de ebullición . Se muestra cómo varían con la presión.

43. Un trozo de argón helado que se funde rápidamente muestra simultáneamente las transiciones de sólido a líquido a gas. Dióxido de carbono crea una neblina cuando se enfría de temperatura súpercritica a crítica

44. Diagrama de fase de temperatura versus entropía específica para agua/vapor. En el área bajo el domo rojo, el agua líquida y vapor coexisten en equilibrio. El punto crítico es al tope del domo. El agua líquido está a la izquierda del domo. Vapor está a la derecha del domo. Las curvas o líneas azules son isobaras mostrando presión constante . Las curvas o líneas verdes son isocoros mostrando volumen específico constante . Las curvas rojas muestran cantidad constante.

45. Cálculos de densidad d = m es la masa del gas en g M es la masa molar del gas Masa molar ( M ) de una sustancia gaseosa M = d es la densidad del gas en g/L m V = P M RT dRT P

46. Estequiometría de los gases ¿Cuál es el volumen de CO 2 producido a 37 0 C y 1 atm cuando 5,60 g de glucosa son utilizados en la reacción: C 6 H 12 O 6 ( s ) + 6O 2 ( g ) 6CO 2 ( g ) + 6H 2 O ( l )?

47. Estequiometría de los gases 5,60 g C 6 H 12 O 6 = 0,187 mol CO 2 V = = 4,76 L ¿Cuál es el volumen de CO 2 producido a 37 0 C y 1 atm cuando 5,60 g de glucosa son utilizados en la reacción: C 6 H 12 O 6 ( s ) + 6O 2 ( g ) 6CO 2 ( g ) + 6H 2 O ( l )? g C 6 H 12 O 6 mol C 6 H 12 O 6 mol CO 2 V CO 2 1 mol C 6 H 12 O 6 180 g C 6 H 12 O 6 x 6 mol CO 2 1 mol C 6 H 12 O 6 x nRT P 0,187 mol x 0.0821 x 310,15 K L • atm mol • K 1.00 atm =

48. Ley de Presiones Parciales de Dalton Puede enunciarse como sigue: la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases en la mezcla. Presión parcial = presión que ejerce un gas como si estuviera solo, en el mismo recipiente de la mezcla y a la misma temperatura. Considerando los gases 1, 2, 3: P T = P 1 + P 2 + P 3

49. Por lo tanto

50. Ley de Dalton de las presiones parciales V y T son constantes P 1 P 2 P total = P 1 + P 2

51. Recolección de un gas sobre agua Una muestra de 2,55 g de nitrito de amonio (NH 4 NO 2 ) se calienta en un tubo de ensayo tal y como lo indica la figura. Se espera que NH 4 NO 2 se descomponga de acuerdo con la siguiente ecuación: NH 4 NO 2 (g)  N 2 (g) + 2 H 2 O(g). Si se descompone de esta forma, ¿qué volumen de N 2 debe recogerse si la temperatura es de 26.0°C y la presión barométrica es de 745 mm Hg? La presión parcial de agua (presión de vapor) a 26,0°C es 25,0 mmHg.

55. Gases y líquidos

57. Diagrama de fases