7a Gases Reales Mgp 2015

8/18/2019 7a Gases Reales Mgp 2015

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Gases realesTema 7

MG Prolongo


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• Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene.

• Es el estado de la materia más compresible:gran variación V-P

• Son totalmente miscibles entre ellos

• Tienen menores densidades que los líquidos y sólidos.

Características de los gases

n

NO2


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Elementos que existen como gases a 250C y 1 atm.

Moléculas diatómicas: H2 N2 O2 F2 Cl2 Monoatómicos: He Ne Ar Kr Xe Rn


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* HCN Te = 26ºC P 1atm

Sustancias que existen como gases a 25°C y 1 atm

ELEMENTOS

H2 hidrógenoN2 nitrógenoO2 oxígenoO3 ozono

F2 flúorCl2 cloroHe helioNe neón

Ar argónKr criptónXe xenónRn radón

COMPUESTOS

HF fluoruro de hidrógenoHCl cloruro de hidrógenoHBr bromuro de hidrógenoHI yoduro de hidrógeno

CO monóxido de carbonoCO2 dióxido de carbonoNH3 amoniacoNO monóxido de nitrógenoNO2 dióxido de nitrógenoN2O óxido nitrosoSO2 dióxido de azufreSH2 sulfuro de hidrógenoHCN cianuro de hidrógeno*


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Barómetro

Presión =Fuerza Área

Presión

atmosférica

Hg

Unidades

SI: Pascal (Pa) = N/m2

CGS: dina/cm2

1 atm = 760 mmHg = 760 Torr1 atm = 101,3 kPa

1 bar = 105 Pa1 psi = 6890 Pa

P = F/A = Peso/A = m·g /A =

= h·A·ρ·g/A P = h·ρ·g

1atm h= 10,33 m de agua

ρH2O= 1 g·cm-3 ρHg= 13,6 g·cm-3


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Ecuación de estado de los gases ideales

P·V = n·R·T

Condiciones normales ó estándar:P =1 atm y T = 0 0C1 mol de gas ideal ocupa 22,4 L

=R = PV

nT

(1 atm)(22,4 L)

(1 mol)(273,15 K)

R = 0,082 atm·L /(K·mol) =

= 0,083 bar·L((K·mol) =

= 8,314 J/(K·mol) =

= 62,36 mmHg·L/(K·mol)

22,4litros

1mol Ar 22,09 LCO 22,26 LN2 22,40 LO2 22,40 L

H2 22,43 L


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Gas ideal: variación del volumen con la temperatura

T (K) = t (º

C) + 273,15

Ley de Charles y Gay-Lussac

Temperatura absoluta (K)

V a T

V1/T1 = V2 /T2

n moles


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Ley de Avogadro

V número de moles (n)

V1 / n1 = V2 / n2

Temperatura constante

Presión constante

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)

3 moléculas + 1 molécula 2 moléculas

3 moles + 1 mol 2 moles

3 volúmenes + 1 volumen 2 volúmenes


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PV = nRT

n moles

=

P2V2

T2

P1V1

T1

Estado 1

P1V1 T1

Estado 2

P2V2 T2

ρ = m

V

=P M

RT

Densidad (ρ)

M

masa molar del gas (g/mol)

m masa del gas en g

ρRTP

M =

n moles gas ideal


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Gases ideales: Ley de Dalton de las presiones parciales

V y

Tson

cons

tant

P A PB

Ptotal = PA + PB

Alcombi

narlos

gases

+ =

=n ART

V=

nBRT

V

x A = n A

n A + nB x B =

nB n A + nB

P A

= x A

PT

PB = xB PT Pi = xi PT

Fracción molar (xi) = ni

nT

(n A + nB )RT

VPtotal =


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Ley de Graham: la velocidad de difusión de un gas es inversamenteproporcional a la raíz cuadrada sus masa molar o de su densidad

Efusión y difusión de gases

1 2 2

2 1 1

v ρ M = =v ρ M

Difusión: mezcla gradual de las moléculas de ungas con las moléculas de otro gas.

Disoluciónacuosa de NH3NH317 g/mol

HCl 36 g/mol

Disoluciónacuosa de HCl

Gasesideales

11

PM ρ =

RT2

2

PM ρ =

RT


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Ley de Graham: la relación de las velocidades de difusión y efusión dedos gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la relación

de las densidades de los gases o de sus masas molares

Efusión y difusión de gases

gas vacío

Flujo de gas

Barrera porosa

Efusión: proceso por el que un gas se escapa de un recipiente a travésde un orificio pequeño

1 2 2

2 1 1

v ρ M = =v ρ M


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TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE GASES

• Gas nº enorme de partículas (átomos o moléculas)• Masas puntuales

• Movimiento línea recta• No existen fuerzas intermoleculares• Colisiones elásticas: Energía cinética no varía• Colisiones con las paredes Presión

Energía cinética media:por partícula: = ½ m = 3/2 k T

por mol: = ½ m N A = 3/2 R T

= v i2

/NMasa molar = m· N A m= masa de la partícula

N A = 6,022· 1023 partículas/mol

k = 1,38 10-16

erg/K = cte Boltzman R = k N A


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Medida de la distribución de velocidades moleculares

HornoPlomofundido Partículas

rápidas

vacío

Pantalla giratoriacon rendija

Pantalla de detección

Partículaslentas

media

VapordePlomo


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GASES: Distribución de velocidades moleculares

10-

8-

6-

4-

2-

0-

0 200 400 600 800 1000velocidad (m/s)

( N / N ) 1 0 0

Distribución de velocidadesmoleculares del N2 a 273K

N = nº partículas

Fracción de partículas N/Ncon velocidad entre v

v+v


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GASES: Distribución de velocidades moleculares

(N/Nv) v0 f (v )

Velocidad más probable = vp

Velocidad media = v

(Velocidad cuadrática media)1/2 = vrcm

f

(

)

velocidad (m/s)

p rcm

rcm

Vp : V : Vrcm

1 : 1,1 : 1,2


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Distribución de velocidadesmoleculares

v rcm =3RT M

n º m o l é c u l a s

velocidad (m/s)

n º p a

r t í c u l a s

velocidad (m/s)

½ m N A = 3/2 R T

= 3 R T /M

Vp : V : Vrcm1 : 1,1 : 1,2

√=


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Gases reales

1 mol de gas ideal

PV = RTz = 1

z =PV

RT

Compresibilidad = zFuerzas repulsivas

Fuerzas atractivas

Ecuación de estado de virial:2PVz = = 1 + B(T ) P + C(T ) P + ...

RT

Los gases se pueden licuar Interacciones


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Gases reales: ecuación de van der Waals

• Las partículas no son puntuales

volumen disponible = (V- n b)

GAS REALV disponible = V- nb

GAS IDEALV disponible = V

. . ..

. . . .. . . . .. . . .

.. . .

. . . .. . .

. . ... .

V e = 4/3p(2R)3 , V molecular = 4/3p(R)3

V e = 8·V molecular

b = N AV e/2 = 4·N A·V molecular

Volumenexcluido


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Efecto de las fuerzas intermoleculares en la presión de un gas

P + Pinterna = Pideal

P < Pideal

GAS REAL

Presión observada = P

2

V

n correccióndefactor

inte

2

rna

naP

V


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Ecuación de van der Waals

P + (V – nb) = nRTan2

V2 ( )Presión

corregidaVolumencorregido

Gas a b(atmL2mol-2) Lmol-1

nRTnbVV

anP

2

2


22/33

45

55

65

75

85

95

105

0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4

FS

EQUILIBRIOLÍQUIDO-GAS

1 mol de CO2 a diferentes temperaturas

Diagrama P-V: Licuación de gases

P

( a t m )

V (L)

GAS

Punto crítico

101ºC48ºC

Tc= 31ºC27ºC23ºC18ºC

3ºC

Pc

Vc VgVL


23/33

45

55

65

75

85

95

105

0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4

ABE

F

CD

P ( a t m )

V (L)

ABCDF E


24/33

45

55

65

75

85

95

105

0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4

1 mol de CO2 a diferentes temperaturas

Diagrama P-V: Licuación de gases

FS

EQUILIBRIOLÍQUIDO-GAS

P

( a t m )

V (L)

GAS

Punto crítico

101ºC48ºC

Tc= 31ºC27ºC23ºC18ºC

3ºC

Pc

Vc

A

BE

F

CD


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Punto crítico

0dV

Pd 0

dV

dP2

2

PcTc,

Pc,Tc

Punto de inflexión en la Isoterma crítica, P-V

Sustancia Tc(K) Pc(atm) Vc(L/mol)He 5,19 2,24 0,057H2 33,2 12,8 0,065O2 154,6 49,8 0,073CH4 190,6 45,4 0,099

H2O 647,3 217,6 0,056

30

40

50

60

70

80

90

100

110

120

0,05 0,15 0,25 0,35 0,45

P ( a t m )

V (L)

CO2 Tc =31ºC

Puntode

inflexión

La temperatur a crítica de un gas (T c) esla temperatura más alta a la que se puedelicuar un gas por compresión.


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Ecuación de van der Waals

TI < TII < TIII = Tc < TIV


27/33

Temperatura crítica = Tc : por encima de ella el gas no se puedelicuar por aumento de la presión.

Presión crítica = Pc =presión que ha de seraplicada para licuar el

gas a Tc.

Sustancia Tc (ºC) Pc(atm)


28/33

El fenómeno crítico de SF6

T < Tc T > Tc T ~ Tc T < Tc

Gases húmedos


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Gases húmedos

Gas

Gas húmedo

agua

H2O

Gas saturado devapor de H2O

T

P T = P gas + P H2O

Gas + H2O (g)

H2OT Pv

(ºC) (mmHg)

P T = P

gas+ P

v H 2 O


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ANEXO

Aplicaciones:


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Aplicaciones:

Air bag:NaN3(s) 2Na(s) + 3 N2(g)

Acida sódica

65 g 73L (25ºC, 1 atm)

Purificación de aire en vehículos espaciales y submarinos:

CO2(g) + 2 LiOH(s) LiCO3(s) + H2O(l)

Aire: 20%v O280%v N2

Si P = 1atm PO2 = 0,2 atm

Si P = 2 atm para mantener PO2 = 0,2 atm 10% O2 No se puede utilizar mezcla: 10% O2+ 90% N2 narcosis de nitrógeno

Se preparan mezclas: 10% O2 + 10% He + 80% N2

El He es inerte, menos soluble en la sangre no produce narcosis


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Fluídos supercríticos

Gases húmedos


33/33

Gases húmedos

Gas

Gas húmedo

agua

H2O

Gas saturado devapor de H2O

T

P T = P gas + P H2O

Gas + H2O (g)

H2OT Pv

(ºC) (mmHg)

P T = P

gas+ P

v H 2 O

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