Estado Gaseoso 2

ESTADO GASEOSO
 Los gases siempre fascinaron a muchos científicos.
› Así se descubrieron las leyes de los gases por parte de

Boyle, Charles, Gay-Lussac, Graham, etc, pero éstas
leyes empíricas no fueron explicadas en su momento.
 Como necesidad, surgió la teoría cinética

molecular
› La cual, plantea la necesidad de un modelo llamado

gas ideal o perfecto. 1
PROPIEDADES DE LOS GASES.-
• Son fluidos: pueden transportarse por tuberías a presión.
• Tienen BAJA DENSIDAD: Ej. a 0°C y 1 ATM
GAS aire N2 O2 CO2 SO2
Densidad g/L 1.19 1.25 1.43 1.97 2.92
Esencial para contaminantes o tóxicos
a vida también H2 S, CO, NO2 , NO , HCN
• Se pueden COMPRIMIR: Ej. Aire comprimido, aire en llantas, gas
propano en bidones metálicos
• Se pueden EXPANDIR: Ej. En recipientes metálicos en que se echó al
vacío el poco gas que queda ocupa todo el volumen del recipiente
• Se DIFUNDEN con facilidad: Ej. Un perfume, el gas domestico que
fuga. 2
3
Las moléculas de un gas ideal son puntuales,
es decir, son de forma esférica y de
dimensión (volumen) despreciable.
4
Las moléculas están en movimiento continuo,
rápido y al azar, describiendo trayectorias
rectilíneas.
5
No existe fuerzas de repulsión ni de
atracción molecular, es decir, las
interacciones moleculares son nulas:
Fr = 0 , Fa= 0
Por lo tanto, poseen un movimiento libre.

6
Los choques intermoleculares contra las
paredes del recipiente son perfectamente
elásticos.
› Es decir, NO hay una pérdida neta en la energía

cinética total de las moléculas
7
• No se produce una pérdida neta en la energía
cinética global.
• o
8
La energía cinética media de las moléculas
solo depende de la temperatura, en forma
directamente proporcional.
9
10
La velocidad cuadrática media v o velocidad
promedio de traslación molecular depende
de la temperatura y la masa o peso relativo
de la molécula.
11
 La presión atmosférica es la presión que ejerce
el aire sobre la tierra.
 La presión atmosférica en un lugar determinado

experimenta variaciones asociadas con los
cambios meteorológicos.
 En la práctica se utilizan unos instrumentos,

llamados altímetros, que son simples
barómetros aneroides calibrados en alturas;
estos instrumentos no son muy precisos.
12
• El 50% de la atmosfera se encuentra dentro de los
6,4 Km de la superficie de la tierra.
• En los primeros 12 Km de altura se concentra el 80% de aire
• Una columna de aire de 1 m de base y 100Km de altura pesará
10000Kg o 10 T.M.
• A nivel del mar, Torricelli usó su barómetro de Hg y encontró
que la presión atmosférica se equilibra
con el peso de una columna de Hg de 76cm de altura. De
allí:
• 1Atm = 760 mmHg = 101325 Pa = 101.3Kpa
13
ALTITUD Y PRESIÓN ATMOSFÉRICA:
La presión atmosférica disminuye con la altitud:
Localidad Altitud Presión temperatura de ebullición

( m) Atmosférica del agua
(mm Hg) ( °C )
Boca del río 0 760 100
Tacna 560 710 97,5
Pachía 800 690 95
14
15
LEY DE BOYLE
A temperatura constante: “los volúmenes que ocupan una

masa gaseosa sometida a diferentes presiones resultan
inversamente proporcionales a dichas presiones”:
• V 1 ó P.V = constante
P
• Formulas: P1 .V1 = P2 .V2 = k ,
ó V1 = P2
V2 P1
16
Comprimimos 500 ml del gas de un recipiente que se encuentra a baja
presión hasta un volumen de 0.050000 ml, la presión que se encontró en la
muestra es de 0.033300 atm. ¿Cuál es la presión del gas en el recipiente?
P1 = P2V2
V1 = 500ml P1 = ?
V2 = 0,050ml P2 = 0,0333atm. V1
P1 = 0.0333atm x 0.05ml
500ml
P1V1 = P2V2
P1 = 0.000003atm
17
«Para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la
temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el
volumen del gas disminuye»
18
Un gas ocupa un volumen de 3.5 litros a una temperatura de 60°K. Si la
presión permanece constante a que temperatura en volumen seria de 6.5
litros.
V1= 3.5 Lt V1/T1 = V2/T2

T1= 60 °K
V2= 6.5 Lt T2 = V2 x T1/V1
T2= ?
T2 = 6.5 Lt x 60 °K/3.5 Lt
T2 = 111.42 °K
19
«La relación entre el
producto presión-volumen
LEY y la temperatura de un
LEY sistema permanece
DE
DE BOYLE constante»
CHARLES
LEY
DE GAY-
LUSSAC
20
P = Presión
V = Volumen
T = Temperatura absoluta (en
kelvin)
K = Constante (con unidades de
energía dividido por la temperatura)
21
Cierta masa de un gas ocupa 200 litros a 95 °C y 782 mm Hg ¿Cuál será el
volumen ocupado por dicha masa de gas a 65 °C y 815 mm Hg
Condiciones iniciales
V1 = 200 litros
P1 = 782 mm Hg V2 = (V1 . P1 .T2)
T1 = 368 °K (P2 . T1)
Condiciones finales
V2 = ? V2 = (200 L . 782 mm Hg . 338 °K)
P2 = 815 mm Hg ( 815 mm Hg . 368 °K)
T2 = 338 °k
V2 = 176,2 litros
22
23
Denominada también ecuación de estado
de los gases ideales
› Nos permite definir un estado particular de una

cierta cantidad de gas (n), establecida por
funciones de estado como la presión, volumen
y temperatura.
24
R : Constante universal de gases
V : Volumen del gas, siempre en litros (L)
T : Temperatura del gas, siempre en escala
Kelvin (K)
P : Presión absoluta del gas
25
26
PV = m RT
M
Donde n: m
M
m: masa en gramos del gas
M: masa molar del gas, expresado en g/mol
27
 En un balón de acero cuya capacidad es de 60 litros se
tiene oxigeno a 27°C y 0,82 atm de presión. ¿Cuál es la
masa de Oxigeno contenido en el balón?
Gas= O2 (M: 32) T°= 27°C + 273 = 300 K

V=60L
P=0,82 atm PV = m RT
mO2: x M
T°=27°C m = PVM
RT
m = 64g.
28
 Es el volumen que ocupa 1 mol - gramo de un
gas a una determinada presión y temperatura.
Su valor NO depende de la naturaleza del gas, es
decir, si tienes P y T, se conoce el volumen
molar.
Vm: V (litros
n mol)
Para un mol: P.Vm = R.T

Para ‘’n’’ moles: P.Vm.n = R.T
29
 En condiciones normales el sistema gaseoso
presenta un presión y temperatura definida:
P = 1 atm = 760 mmHg

T = 0°C = 273 °K
 En consecuencia el volumen molar normal será

un valor constante, independiente del tipo o
naturaleza del gas.
30
Hallar el Vm del He a P: 8,2 atm y T: 127°C
T° = 127°C + 273 = 400 K
Vm = RT
P
Vm = 0,082atm.L /k.mol x 400K
8,2atm.
Vm = 4 L/mol
31
 Si un gas es sometido a un proceso donde varia
su temperatura, presión y volumen manteniendo
constante solo su masa, por tanto numero moles
será constante:
K
P V = nR T
PV = K
T 32
Estado (1) = P1V1 = K (Inicial)
T1
Estado (2) = P2V2 = K (Final)
T2
 P1V1 = P2V2 = Constante

T1 T2
33

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› Así se descubrieron las leyes de los gases por parte de

 Como necesidad, surgió la teoría cinética

› La cual, plantea la necesidad de un modelo llamado

Por lo tanto, poseen un movimiento libre.

› Es decir, NO hay una pérdida neta en la energía

 La presión atmosférica en un lugar determinado

 En la práctica se utilizan unos instrumentos,

Localidad Altitud Presión temperatura de ebullición

A temperatura constante: “los volúmenes que ocupan una

V1= 3.5 Lt V1/T1 = V2/T2

› Nos permite definir un estado particular de una

Gas= O2 (M: 32) T°= 27°C + 273 = 300 K

Para un mol: P.Vm = R.T

P = 1 atm = 760 mmHg

 En consecuencia el volumen molar normal será

 P1V1 = P2V2 = Constante

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