ppt de quimica i, de la UNI peru

1. Química I: gases ideales y reales
Bilma Osorio- Carlos Chafloque

2. GASES
Medición de la presión del gas
➢La presión es una fuerza dividida por el área
sobre la que se ejerce la presión
➢Como no es fácil medir la fuerza que ejerce un
gas, generalmente se determina su presión en
forma indirecta, comparándola con la de un
liquido.

3. EL CONCEPTO DE PRESIÓN LIQUIDA
h
A

4. h
Presión del aire (Pa)
Fa
Fuerza del aire
Fa
Fg
➢Para medir la presión que ejerce la atmósfera se
utiliza el barómetro. 1 atm es la presión de un gas
equivalente a la que ejerce una columna de Hg de
760 mm de altura a nivel del mar y a 0°C.
Pa=h = 760 mmHg= 1 atm = 760 torr.
= 1,013x106 dina/cm2 = 76cmHg

5. Barómetros
Son aparatos que miden la presión atmosférica
Los más utilizados son los barómetros
metálicos que constan de una caja metálica en
cuyo interior se ha hecho el vacío.
Barómetro
metálico
Barómetro de
mercurio
Los barómetros de mercurio o de Torricelli,
constan de un tubo de vidrio lleno de mercurio
sobre una cubeta con el mismo líquido

6. ❖ El manómetro es un instrumento que se
emplea para la medición de la presión en los
fluidos y que generalmente procede
determinando la diferencia que hay entre la
presión del fluido y la presión local.
❖ Es un instrumento que se usa en el laboratorio
para medir presiones de gases.
❖ Un instrumento neumático es aquel que
trabaja con la presión de los gases.
❖ Existen manómetros abiertos y cerrados
MANÓMETRO

7. Manómetro metálico
Gas
Manómetro
Los manómetros metálicos aprovechan la elasticidad de los metales y
constan de un tubo metálico en espiral que puede conectarse con el
recipiente que contiene el gas, deformando el tubo cuando el gas
penetra en él é indicándola en una escala graduada.

8. Manómetro

9. Manómetro Abierto
Pgas = Pa + ρ gh
Pgas = Pabsoluta
Pa = Presión
barométrica
Pmanométrica= ρ g h
PABS= PBAROMETRICA + P MANOMETRICA
GAS
h
Pa

10. Manómetro Cerrado
GAS
Vacío
h
• Pgas = ρ gh
P gas = Pmanométrica

11. Manómetro
Manómetro de líquido
Gas
Presión
atmosférica
h
Manómetro de líquido cerrado o
de aire comprimido
Gas

12. LEYES DE LOS GASES IDEALES
1.Ley de Boyle
P
V
PV
P
K
PV = K a (T y n constantes)

13. 2. Ley de Charles
a (P y n
constantes)
a (V y n
const.)
V P
T (º C) T (º K)
- 273,15º 0º

14. Ley del Gas Ideal (gas perfecto)
Para una gas a n
constante, la gráfica
PVT genera una
superficie
•Isobara: presión
constante- recta, V a T
•Isoterma: temperatura
constante, hipérbola,
PV = constante
•Isocora: volumen
constante - recta p a T

15. LEY GENERAL DE LOS GASES
PV = n RT
R= 0,082 atml/°Kmol
I. Ley de Amagat
VT = VN2 + VO2
Si PN2 = PO2 = PT
N2 , O2
II. Ley de Dalton
PT = PN2 + PO2
Si VN2 = VO2 = VT

16. Ley de Dalton de las presiones parciales
V y T son constantes
p1 p2 ptotal = p1 + p2

17. Considera el caso en el que dos gases, A y B, están
en un recipiente de volumen V a T constante.
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

18. ¿Qué es la distribución de Maxwell-
Boltzmann?
No todas las moléculas de aire que nos rodean
viajan a la misma velocidad, incluso si todo el aire
se encontrara a la misma temperatura. Algunas de
las moléculas se estarán moviendo muy rápido,
algunas muy lento y otras apenas se moverán.
Debido a esto, no tienen sentido preguntas como
"¿Cuál es la velocidad de una molécula de aire en
un gas?", ya que, dentro de una gama enorme,
podría tener cualquier velocidad.

20. GASES REALES
❖Son los gases que realmente existen y
con los que podemos interactuar.
❖Si un gas obedece la ley de Boyle, se
define como un gas ideal.
❖Los resultados de estudios hechos con
diferentes gases, a lo largo de una amplia
gama de presiones y temperaturas,
indican que todos los gases muestran
desviaciones del comportamiento ideal.
❖Estas desviaciones se clasifican en dos
tipos: desviaciones aparentes y reales

21. Desviaciones Aparentes
Esto sucede con mezclas de gases en los cuales se
establece un equilibrio, si la reacción química
produce un cambio en el número de moléculas del
sistema. Si PV = nT RT ….(1)
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Inicial : no 0
Equilibrio : no – noα 2 no α
a=grado de disociación
nT = no (α + 1)
Reemplazando en (1)
PV= no (1 + α) RT

23. Desviaciones Reales
1 mol de gas ideal PV = nRT n =
PV
RT
= 1.0
Z =

24. Desviación del comportamiento ideal de
los gases reales.
Fuerzas de repulsion
Fuerzas de atracción
Gráfica para 1
mol de varios
gases en
función de la
presión.
Los gases
reales se
desvían del
comportamiento
ideal a
presiones altas.

25. ✓vemos que las moléculas homoatómicas
pequeñas tienden a desviarse del ideal en un
grado menos que las heteroatomicas de mayor
tamaño.
✓Las moléculas pequeñas como el H2 y algunos
gases raros, manifiestan desviaciones
positivas, mientras que las moléculas mayores
presentan desviaciones negativas del ideal.
✓A menor Temperatura se presenta desviación
negativa.

26. Desviación del comportamiento ideal de
los gases reales.
Z=

27. ❖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
licuefacción del gas.

28. ¿Por qué se dan estas desviaciones?
❖Según la Teoría Cinética Molecular los gases
carecen de fuerzas de atracción y no poseen
volumen sus partículas.
❖Pero en los gases reales las partículas tienen
tamaño y existe la presencia de las
fuerzas intermoleculares (fuerzas de atracción
y de repulsión).

29. A presiones altas el volumen del gas no es
despreciable.
El espacio libre por el
cual pueden moverse
la moléculas es un
poco menor al del
sistema.
Esto genera que el V
del gas sea mayor al
del espacio vació.

30. A presiones altas las fuerzas de atracción
son apreciables.
El resultado de estas interacciones es una presión menor
a la presión que predice la ecuación del gas ideal.

31. Ecuación de Vander Waals
✓Vander Waals incorporó las fuerzas
intermoleculares y los volúmenes
moleculares finitos a una ecuación de estado
para gases reales.
✓Las correcciones que se presentan debido al
tamaño molecular:
El volumen ideal en términos del volumen real
corregido para el volumen molar excluido, b,
para n moléculas es:
Vid = V – n b …..(1)

32. ✓Las correcciones que se presentan
debido a fuerzas intermoleculares son:
Pid = P + an2
V2
…..(2)
La ecuación ideal es: P id Vid = n RT ….. (3)
Reemplazando (1) y (2) en (3)
( ) nRT
nb
V
V
an
p =
−








+ 2
2 Ecuación de
van der
Waals

33. ✓a y b son las constantes de Vander Waals
donde:
“a” depende de las fuerzas intermoleculares
“b” depende del tamaño de las moléculas
Para 1 mol de gas:

34. Constantes de van
der Waals
Gas a (atmL2/mol2) b (L/mol)
He 0.034 0.0237
Ar 1.34 0.0322
H2 0.244 0.0266
N2 1.39 0.0391
O2 1.36 0.0318

35. En la figura inferior se han representado las isotermas de
Andrews, medidas experimentalmente, y representan la
presión en función del volumen a distintas temperaturas.

36. Licuefacción de los gases y el estado critico

37. Licuefacción de los gases y el estado crítico
Isotermas del Isopentano

38. ❖A 188.8 °C, las presiones horizontales de las
isotermas se reduce hasta alcanzar un punto que
se denomina punto critico.
❖A temperaturas suficientemente bajas,
cualquier gas puede ser licuado aplicándole
presión.
❖A lo largo de las líneas horizontales el gas y el
liquido coexisten.
❖La compresión de un gas a temperaturas
superiores al punto critico no produce
licuefacción por grande que sea la presión que se
aplica.

39. Curva de saturación = curva de ebullición + curva de
rocío.

40. Para una mol de gas
reordenando
(a)
En el punto critico: V = Vc , (V - Vc)3 = 0
Al desarrollar esta ecuación se tiene:
()
Comparando esta ecuación con la ecuación α

41. a = 27 R2 Tc2
64 Pc
b = R x Tc
8 Pc
Resolviendo, tenemos

42. Problema N°1
Se almacena gas propano en un tanque de cilindro
de 800 L, a una presión de 200 atm y 400°C. Al
manipular el tanque, se produce un escape del gas
propano, a un medio exterior que se encuentra a
60°C y 20 atm. Después del escape del gas, en el
tanque queda 1670 moles de gas propano a 70
atm de presión. Determinar:
A) El factor de compresibilidad (Z), del gas en el
tanque, antes y después del escape.
B) La masa y Z del gas que se escapó al medio
exterior.
TC = 96.8°C y PC = 41.92 atm

43. Solución del Problema N° 1
En primer lugar calculamos las constantes de Van
der Waals para el gas propano.
a = 27 R2 Tc2
64 Pc
b = R x Tc
8 Pc

47. Problema N°2
En un tanque (A) de 2.5 L, se almacena gas
propano a 12.6°C y 159 atm. En otro tanque (B) de
4.5 L se almacena gas metano a 393.4°C, 363.5
atm y factor de compresibilidad (Z) de 1.15.
Cuando se conectan estos tanques se difunde el
gas hasta alcanzar la misma presión en ambos
tanques y una temperatura de 250°C. Determinar:
a) El Z en el tanque (A) antes de conectar al
tanque (B) y el Z final .
b) La presión y el numero de moles finales.
Propano: TC = 96.8°C y PC = 41.92 atm
Metano : TC = -82.6°C y PC = 45.44 atm

48. Problema N°3
Se almacena gas propileno (M= 42 g/mol) en tres tanques
A, B y C. El tanque A con un volumen de 500 L, contiene el
gas a 120°C y 200 atm. El tanque B con un volumen de 800
L contiene 4307 moles de gas a 120 atm y el tanque C
contiene 2407.4 moles de gas a 200°C y 180 atm.
Cuando se conectan estos tres tanques, se difunde el gas
hasta una presión final y una temperatura de 162°C.
Determinar:
a) La masa total del gas en los tres tanques y el factor de
compresibilidad (Z) en el tanque B antes de
conectarlos.
b) La presión final y Z después de conectar los tres
tanques.

49. Problema N°4
Una mezcla gaseosa de metano (CH4) y acetileno (C2H2),
ocupan cierto volumen a una presión total de 70.5
mmHg. La mezcla gaseosa combustiona y forma CO2 y
H2O; el agua se elimina y el CO2 que resta tiene una
presión de 96.4 mmHg al mismo volumen y temperatura
que la mezcla original. ¿Qué fracción de gas era metano?
5. Para las siguientes sustancias: C3H8, NH3, H2O, CCl4,
MgCl2, C6H5Cl y C6H5OH.
a) Indicar el tipo de fuerza intermolecular
predominante.
b) Determinar el orden creciente de la temperatura de
ebullición normal. Explique.

50. 6. Para las siguientes especies: N2O3 y H3PO2
a)Dibujar la estructura de Lewis.
b)Por el método de RPENV indicar y dibujar la forma geométrica.
(2p)
c) Indicar la hibridación del átomo central.

51. ) Se tiene:
y
Determinar el que tiene mayor temperatura de ebullición. Explique.

52. Test de gases
1. Explique sobre:
A.) Manómetro B.) Barómetro
2. ¿Que es: A.) Presión manométrica.
B.) Presión absoluta.
3. ¿Cuándo se producen las desviaciones
aparentes ? Explíque con un ejemplo.
3. ¿Cuando se considera un gas real?
4. Explique:
A.)Factor de compresibilidad B.)Punto crítico
5. Explique sobre la ecuación de Van der Waals.

53. ▪ Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby. Química
general, 12va edición. Editorial: Mc Graw-
Hill/Interamericana de México. 2016.
▪ R.H. Petrucci; F. G. Herring y otros, Química
general: Principios y aplicaciones modernas, 11va
edición. Editorial Pearson. 2017.
▪ T. L. Brow “ Química la ciencia central” PHH.
1998
▪ John B. Rusell- química general Mc. Graw-Nill.
1994
Bibliografía