República Bolivariana de Venezuela. Ministerio del Poder Popular para la Educación Superior Universidad de Oriente. Núcleo Bolívar. Prof.: Elaborado por: Adriana, Garbán. CI: 23551608. Tania Biutti. Sección 4. Química. Ciudad Bolívar; julio 2011. Índice. Introducción. ............................................................................................................................... 3 1. 2. 3. 4. Los Gases. .......................................................................................................................... 4 Propiedades Generales de los Gases.................................................................................. 5 Comportamiento de los gases. ............................................................................................ 5 Leyes de los gases. ............................................................................................................. 7 Conclusión. ............................................................................................................................... 24 Referencias Bibliográficas......................................................................................................... 25 2 diferenciándose cada uno de ellos molecularmente por la separación de las partículas que lo componen y el aspecto y comportamiento que le da esta característica a cada uno. Los gases por su particular forma de presentarse en el planeta. 3 . reconocido por su forma. Entre estos diferentes estados de la materia se encuentra el gaseoso. cantidad y presión. La relación entre ellos conforma las leyes de los gases explicadas a continuación. Hay diversos factores de los cuales depende las característica que presente un gas. A partir de estas investigaciones se sabe que hay tres estadios fundamentales: sólido. temperatura. sus moléculas se hayan totalmente dispersas y es tan poca la presión que ejercen y la densidad que tienen que al humano pocas veces se percata de que está a su alrededor. A lo largo de muchos años se han hechos descubrimientos por parte de científicos muy importantes sobre los componentes y estados en que se puede hallar una materia en el planeta y los cambios que sufre. ha sido también estudiado detenidamente por muchos científicos.Introducción. líquido y gaseoso. estos pueden se volumen. y la forma en que se aplican para extraer los datos cuantitativamente. pero solo algunos de ellos aportaron teorías muy importantes a la química actual. la energía cinética promedio de una partícula está dada por: Ec = ½ mv2 Donde: Ec = Energía Cinética. respecto de líquidos y sólidos. entre ellas no existe ninguna fuerza de atracción o repulsión significativa y puede considerarse que se comportan como masas muy pequeñas. m = Masa de la partícula v= Velocidad de la partícula. Su pequeña densidad. Las partículas de gas están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas con otras. Los sistemas materiales gaseosos se caracterizan desde un punto de vista MACROSCOPICO por: Su homogeneidad. La estructura de los gases es interpretada por la teoría cinético-molecular (MICROSCOPICO): Los gases están constituidos por pequeñas partículas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. La ocupación de todo el volumen del recipiente que los contiene. La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura del gas (en Kelvin). Los Gases. con velocidades medias que se incrementan cuando la temperatura se eleva. sin embargo. dando soluciones. 4 . sus moléculas se hallan muy separadas unas de otras y se mueven según trayectorias mayormente no afectadas por las fuerzas intermoleculares. la energía total de todas las partículas del sistema permanece inalterada. excepto durante las colisiones. la espontánea difusión de un gas en otro. Las partículas pueden considerarse como "puntos" es decir.1. Debido a que las partículas de gas permanecen separadas. poseen masa pero tienen un volumen despreciable comparado con el volumen que los contiene. Resulta útil considerar un gas como un conjunto de moléculas (átomos) en movimiento aleatorio continuo. Las colisiones entre las partículas son perfectamente elásticas. Un gas difiere de un líquido en que. la energía se transfiere de una partícula a otra por efecto de las colisiones. es decir. - - - - 3.2. Licuación: es la propiedad que tienen los gases de pasar a líquidos cuando son sometidos a grandes presiones y bajas temperaturas. por lo que su masa en general es despreciable frente a la del recipiente que la contiene. Densidad: la densidad de un gas es la relación entre el volumen y la masa del mismo. El centímetro cúbico (cm3 o cc. Por lo que un ml es igual a 1. Este es la milésima parte de un litro El cual es el volumen ocupado por un kilogramo de agua pura a 4ºC y al presión de una atmósfera. puede expresarse en varias dimensiones. Las propiedades generales de los gases son: Compresibilidad: es la propiedad que tienen los gases de dejarse comprimir cuando se efectúa sobre ellos una presión y. Para qué un gas se licúe hay que someterlo a su presión y temperatura crítica (es aquella temperatura por encima de la cual no se puede licuar ningún gas aunque se someta a grandes presiones). Expansibilidad: es la propiedad que tiene los gases de ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Como quiera su densidad es muy pequeña si se compara con la de cualquier líquido o sólido. cualquiera que sea su volumen. la determinación de una masa gaseosa se determina con mayor facilidad y exactitud midiendo el volumen que ocupa.000. Si queremos aumentar más el volumen tenemos que someterlo a grandes temperaturas y a muy bajas presiones. que dependen del sistema elegido. toman la forma del recipiente que los contiene y lo llenan totalmente. Esto es posible por el gran espacio existente entre sus partículas y por el continuo movimiento de estas. La velocidad con las que se mueven estas moléculas depende de la temperatura.) que a veces se usa indistintamente en vez del mililitro.000027cc. b) La Temperatura: es el nivel térmico o el calor que un cuerpo posee.027 cc. Propiedades Generales de los Gases.). Volumen y forma: los gases no tienen ni volumen ni forma propia. es el volumen de un cubo cuya arista tiene un centímetro de longitud. Un litro contiene 1. Difusibilidad: es la propiedad que tienen los gases de mezclarse espontáneamente sin que ocurra ninguna reacción entre ellos. El comportamiento de los gases depende de tres factores principales: a) El Volumen: Es la medida del espacio ocupado por una muestra dada de materia. por lo general en unas de las dos escalas relativas: Centígrada (Celsius) y 5 . La unidad de volumen en el sistema métrico es el mililitro (ml. Comportamiento de los gases. se expresa en grados. por tanto disminuye su volumen al aumentar la presión. Sus moléculas están muy distantes unas de otras y en continuo movimiento. Los dos puntos fijos de estas cuatro escalas son aquellas temperaturas a las cuales el agua saturada de aire. Para trabajar con nuestras fórmulas siempre expresaremos la temperatura en grados Kelvin. la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia. ejercida por las partículas gaseosas. La temperatura (T) ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o disminuyendo la velocidad de las mismas. estas moléculas en virtud de los choque con las paredes ejercen una fuerza sobre ellas. a mayor presión ejercida sobre un gas menor es el volumen que ocupa. usualmente en gramos. sabiendo que una atmósfera equivale a 760 mmHg. que se mide por unidad de área de la superficie en la cual ejercen presión las moléculas. d) La Cantidad: la cantidad de un gas la cual se relaciona con el número total de moléculas que la componen. sabiendo que 0º C equivale a + 273. Por ejemplo: a mayor temperatura mayor volumen ocupa un gas. Lo mismo sucede con los gases pues sus moléculas se hallan en constante movimiento. c) La presión: si consideramos un gran número de moléculas contenidas en un volumen. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. congela y hierve ala presión de una atmósfera. definidos por las paredes de un recipiente. Por definición se llama presión (P) en un punto la fuerza (F) que el resto ejerce sobre una superficie (S) de área situada en ese punto. El comportamiento de los gases depende de estos factores pues sus cambios afectan la conducta delas moléculas de los mismos. La presión gaseosa es una medida de esta fuerza. 6 . De acuerdo con el sistema de unidades SI. se puede medir en unidades de masa. Se tiene: Lo cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F) aplicada dividido por la superficie (S) sobre la cual se aplica. o en una de las dos escalas absolutas: Kelvin y Rankine. En las fórmulas se usa como unidad de presión la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg). y como estas hay diferentes relaciones de proporcionalidad que se demuestran por medio de la leyes de los gases. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.15 º Kelvin. Cuando la escala usada esté en grados Celsius.Fahrenheit. debemos hacer la conversión. Ley de Boyle. enunciar su ley. La relación presión-volumen.4. como consecuencia la velocidad molecular promedio y las fuerzas de colisión están 7 . Mediante sucesivas medidas de la distancia entre los dos niveles alcanzados por el mercurio en ambas ramas del tubo. e volumen ocupado por una masa gaseosa es inversamente proporcional a la presión que soporta. A. Un análisis cuidadoso de tales resultados experimentales le permitió. A continuación cerraba la llave y añadía sucesivamente cantidades de mercurio iguales. aumentaba en igual proporción. Si doblaba el peso de mercurio. Con la llave abierta vertía mercurio y su nivel en las dos ramas del tubo se igualaba.” La energía cinética es constante. la presión a la que estaba sometido el gas encerrado en el otro extremo del tubo. observó que la disminución del volumen del gas guardaba cierta relación con el aumento de presión. Las experiencias que le permitieron establecer su conocida ley consistieron. Mediante este esquema se puede entender mejor en que consistió su experimento: La ley de Boyle enuncia lo siguiente: “A temperatura constante. en añadir mercurio a un tubo acodado suficientemente largo abierto por un extremo y provisto de una llave en el otro. Leyes de los gases. básicamente. En el siglo XVII. finalmente. el volumen se reducía a la mitad. si lo triplicaba se reducía a la tercera parte y así sucesivamente. con lo cual. En una serie de experimentos Boyle analizó la relación que hay entre la presión y el volumen e una muestra de un gas. Robert Boyle estudio sistemática y cuantitativamente el comportamiento de los gases. entonces disminuye el número de moléculas por unidad de volumen y también disminuye la cantidad de colisiones por unidad de área de la pared. Si aumenta el volumen. La Ley de Boyle se puede representar gráficamente de la siguiente manera: 8 . pero no funciona bien a presiones altas o temperaturas bajas. Como consecuencia de todas estas situaciones la presión disminuye.constantes. Es válida a presiones de aproximadamente 1 atm e inferiores. cuando oprimimos el globo (aumenta la presión) el volumen disminuye. Un ejemplo cotidiano podría ser cuando un globo inflado. Cuando las transformaciones que experimenta un gas se realizan a temperatura constante. reciben el nombre de isotérmicas. al soltarlo (disminuye la presión) el volumen aumenta. es una constante. se tiene: O 9 . Aunque los valores individuales de presión y volumen puede variar mucho para una muestra dada de un gas. la cual establece que la presión de una cantidad fija de gas mantenido a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Esta ecuación es una expresión de la ley de Boyle. Reordenando la ecuación se obtiene: Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presión y el volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constantes. Por consiguiente para una muestra de un gas bajo dos condiciones distintas a temperatura constante.La expresión matemática que señala la relación inversa entre la presión y el volumen de un gas es: Donde el símbolo escribe: significa proporcional a. siempre que la temperatura permanezca constante y la cantidad de gasa no cambie. el producto P x V es igual a la misma constante. Para cambiar este signo por el de igualdad se Donde k1 es una constante llamada constante de proporcionalidad. 65L? (La temperatura permanece constante) Condiciones iniciales Condiciones Finales Según la ecuación: 10 .970 atm a 0. Ejemplos: a) Un gas que ocupa un volumen de 725mL a una presión de 0.80L. es predecir. ¿Cuál es su volumen final? Datos Condiciones iniciales Condiciones Finales Según la ecuación: Comentario: Cuando la presión se redujo de 0. Una aplicación común de la ley de Boyle.00 atm ¿Cuál es la presión del gas en mmHg si el volumen cambia a 9. de modo que la respuesta resulta razonable. en que forma se afectará el volumen de un gas por un cambio de presión.Donde V1 y V2 son los volúmenes a las presiones P1 y P2. respectivamente. con base a estas ecuaciones. b) El volumen de un gas es de 5.541 atm. medido a 1.541 atm (a una temperatura constante) el volumen aumentó de 725mL a 1300mL.970 atm se deja expandir a temperatura constante hasta alcanzar una presión de 0. exponiendo lo siguiente: “Si la presión se mantiene constante. Si aumenta la temperatura: Aumenta la velocidad molecular promedio Aumenta la fuerzas de las colisiones. todos los gases se dilatan en igual extensión cuando se calienta un número de grados determinados. el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse. Sus estudios demostraron que a una presión constante.Comentario: como se puede apreciar el volumen inicial aumento de 5. Cuando las transformaciones que experimenta un gas se hacen a presión contante. El resultado es razonable pues da 4. el volumen aumenta 1/273 del anterior. si se eleva la temperatura a 1ºC.075 L? (La temperatura permanece constante). Ley de Charles y de Gay-Lussac. B. Esta ley fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac en 1802.80 L a 9. el volumen de una masa gaseosa en estado seco es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. Ejercicio: Una muestra de aire ocupa 3. es proporcional a su temperatura absoluta. La relación Temperatura-Volumen. Para una misma masa de gas a presión constante el volumen. con lo cual se dilatan y estallan. este aumento es de 10/273.57mmHg. Un ejemplo cotidiano de este fenómeno es cuando los niños dejan sus globos llenos de aire al calor del sol. y así sucesivamente. a) ¿Qué volumen ocuparía a 6. Encontró que partiendo de un volumen conocido de un gas a 0ºC. pero no funciona bien a presiones altas o temperaturas bajas.2 atm. lo que quiere decir que la presión aplicada al gas fue menor que 760mmHg. a 10ºC. 11 . reciben el nombre de isóbaras. Para que la presión permanezca constante es necesario que aumente el volumen de modo que el número de moléculas por unidad de volumen disminuye y la frecuencia de las colisiones disminuya. Así cuando se aumenta la temperatura del gas a presión constante y aumenta el volumen. Las relaciones cuantitativas implicadas en estos cambios de temperatura y volumen del gas resultan notablemente congruentes. Los primeros investigadores que estudiaron la relación entre la temperatura el volumen y la presión fueron los franceses Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac.65 L.6 atm? b) ¿Cuál es la presión requerida para comprimirlo a 0. Ya que manteniendo constante la presión.8 L cuando la presión es de 1. Es válida a presiones de aproximadamente 1 atm e inferiores. la cual establece que el volumen de una cantidad fija d gas a una presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. O También es posible comparar dos condiciones de volumen y temperatura para una muestra dada de gas a presión constante: O 12 . o simplemente Ley de Charles.La dependencia del volumen de un gas con la temperatura se da por: O Donde k2 es la constante de proporcionalidad. Esta ecuación se conoce como la Ley de Charles y Gay-Lussac. Otra forma de representar esta Ley muestra que para una cantidad de gas y volumen constantes. la presión del gas es directamente proporcional a la temperatura. 54 L si la presión se mantiene constante. ¿Cuál es el volumen final del gas? Condiciones iniciales Condiciones Finales Según la ecuación: Comentario: el volumen del gas metano aumenta a medida que aumentan los grados de la temperatura.20 L a 1. El resultado es razonable. ¿Cuál es su volumen final? 13 . El resultado es razonable con respecto a la ley de Charles. Ejercicio: Una muestra de 542 mL de flúor gaseoso se calienta de 27ºC a 200ºC a presión constante. Condiciones iniciales Condicione s Finales Según la ecuación: ºK Comentario: Como se puede apreciar la temperatura disminuye de 392ºK a 189ºK.20 L a 125ºC. Calcular la temperatura a la cual el gas ocupará un volumen de 1. respectivamente.54 L. Ejemplos: a) Una muestra de monóxido de carbono gaseoso ocupa 3.4 L de gas metano se calienta de 25 a 88ºC a presión constante. por esta razón el volumen del monóxido de carbón gaseoso también disminuye de 3. b) Un volumen de 36.Donde V1 y V2 son los volúmenes de los gases a las temperaturas T1 y T2 (ambas en Kelvin). ¿Cuántos volúmenes de NO se obtienen de un volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión) 14 . Ley de Avogadro. el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles dl gas presente. los volúmenes de los gases son directamente proporcionales al número de los moles de los gases presentes. Publicó una hipótesis estableció que a la misma temperatura y presión. El trabajo del científico italiano Amadeo Avogadro complementó los estudios de Boyle. Charles y Gay-Lussac. los volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla entre sí. De ahí que el volumen de un gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes. Ejercicio: a) El amoniaco se quema en oxígeno gaseoso formando óxido nítrico (NO) y vapor de agua. Si el producto es un gas. Por ejemplo: 3H2 (g) + N2 (g) 3 moles 1 mol 2NH3 (g) 2 moles Dado que a la misma temperatura y presión. De acuerdo con esta ley cuando dos gases reaccionan entre sí. volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo numero de moléculas(o átomos si el gas es monoatómico). y la de amoníaco (el producto) a nitrógeno molecular (los reactivos) es 2:4 o 1:2. ahora se puede escribir: 3H2 (g) + N2 (g) 3 volúmenes 1 volúmenes 2NH3 (g) 2 volúmenes 3H2 (g) + N2 (g) 3 Moléculas + 1molécula 3 moles + 1 mol 3 volúmenes + 1 volúmenes 2NH3 (g) 2 moléculas 2 moles 2 volúmenes La relación de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1. Relación Volumen-Cantidad. es decir: Donde n representa el número de moles y k4 es la constante de proporcionalidad. su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos por medio de una relación sencilla.C. Esta ecuación es la expresión matemática de la ley de Avogadro. la cual establece que a presión y temperatura constantes. se denomina constante de los gases. Oº C (273. volumen y temperatura.414 L. las discrepancias en el comportamiento de los gases reales en márgenes razonables de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos. También denominada la ley combinada. Cabe destacar que un gas ideal.Lussac y Avogadro. La ecuación del gas ideal. Esta ley se creó por la razón de que siempre que se mide una masa dada de gas hay que anotar no solo el volumen. En resumen las 3 leyes indican: Es posible combinar las tres expresiones a una sola ecuación que englobe el comportamiento de los gases: O Donde R es la constante de proporcionalidad. es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión volumen y temperatura se puede describir por la ecuación del gas ideal. Experimentalmente en estas condiciones 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22. De la ecuación se puede escribir: 15 . es decir la relación que hay entre las leyes de Boyle. se basa en la analogía entre presión. Se debe calcular la contante de los gases antes de aplicar la formula mediante valores experimentales. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí.15 ºK) y 1 atm de presión. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal. y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que los contiene. Charles y Gay. sino también la presión y la temperatura a la que se ha efectuado la medición. muchos gases reales se comportan como un gas ideal.D. Estas condiciones se denominan temperatura y presión estándar (TPE). 8 g de HCl a TPE? Conversión de gramos a moles: 1 mol HCl X HCl _________ 36.54 atm y 76ºC.364 mol HCl __________ X = 30.364 mol HCl. se redondeará el valor de R a tres cifras significativas (0.Para la mayoría de los cálculos.12 moles de óxido nítrico (NO) a 6. Pero generalmente un gas sufre un cambio desde un estado inicial hasta un estado final. Ejemplos: a) Calcule el volumen en litros ocupado por 2. Se parte de la ecuación inicial: 16 . T y n de una muestra de gas.8 g HCl X= 1.atm/K. temperatura. ya sea de presión. Si 1 mol de un gas ideal ocupa 22. entonces: 1 mol HCl __________22. De la formula despejamos el volumen y nos queda: ( ) b) ¿Cuál es el volumen e litros que ocupan 49. Estado Final e inicial: La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implican cambios en P.mol)y se utilizará 22.5 g HCl __________ 49. V. Cuando se presentan estos casos se debe modificar la ecuación la ecuación del gas ideal para tomar en cuenta las condiciones iniciales y finales. volumen o cantidad del gas.41 L a TPE.567 L HCl.41 L HCl 1.41 L para el volumen de un gas a TPE.0821 L. 2 atm 4.2 atm 2.50 L a 1.50 L 17 .00 x 10-3 atm.2 atm y 66ºC experimenta un cambio de manera que su volumen y temperatura final se convierte en 1. Calcule el volumen final del globo.0 L a 1. la ecuación en tal caso se reduce: Ejemplos: a) Un gas que inicialmente tiene un volumen de 4. donde la temperatura y la presión son -23ºC y 3. porque la cantidad del gas no cambia. ¿Cuál es su presión final? Condiciones iniciales Condiciones Finales Según la formula: 1. Condiciones iniciales Condiciones Finales Según la formula: 1.2 atm y 25ºC se eleva en la estratosfera (unos 30 Km sobre la superficie de la Tierra).7 L y 42ºC.De manera que: Si n1 = n2 como normalmente ocurre.0 L b) Un globo lleno de gas que tiene un volumen de 2. respectivamente. 02 atm. m. T y P son conocidas). Todo lo que se necesita conocer es la masa de una muestra encerrada en un recipiente de volumen fijo una determinada temperatura y presión.0)+12.0 g/mol estructural (CH3)2CO.0+16.00atm.0 g/ml. Cuando se conoce el número de moles y la masa en gramos. Una muestra de acetona líquida se llevó a un matraz de 3. Ejemplo: a) El acetona se utiliza ampliamente como quitaesmalte de uñas. Después se utiliza la relación para obtener la masa de 1 L de aire y a partir de aquí su densidad. M. El vapor que llena el matraz a esa temperatura y presión pesa 5.Masa molar y densidad: la ley de los gases ideales ofrece un método sencillo para la determinación dela masa molar de un gas. calcule la densidad del aire 27ºC y 1. Calcule la masa molar de la acetona. a partir de la relación: Solución ( Sustituyendo en la ecuación Se despeje M: ⁄ : ⁄ formula ) Comprobación: La acetona tiene [2(15. pueden calcularse por un método muy similar al aplicado anteriormente. Quizás el método más sencillo es utilizar la ley de los gases ideales para despejar n (V. ⁄ 18 . Además este método puede aplicarse a líquidos volátiles como la acetona.0]g/mol= 58. se puede calcular fácilmente la masa molar. Se utiliza la ley de los gases ideales para calcular el numero de moles en un litro de aire a 27ºC y 1.87g. b) Tomando la masa molar del aire seco como 29. su masa molar Las densidades de los gases expresados generalmente en gamos por litro.00 atm.00 L y se vaporizó calentándolo hasta 95ºC a 1. Cuando dos gases que no reaccionan químicamente entre sí. ellos se mezclan íntimamente por difusión. Del mismo modo la presión ejercida por el gas B es: En una mezcla de gases A y B. son puestos en contacto. la presión total del gas se relaciona con las presiones parciales. En este caso y los casos que implican mezclas de gases.⁄ ⁄ Comprobación: los gases a temperatura ambiente y presión atmosférica. están en un recipiente de volumen V. en las condiciones de experiencia. Fue en 1801 cuando Juan Dalton descubrió esta peculiar característica de los gases y enunció la siguiente ley: “La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo”. La presión ejercida por el gas ideal es: Donde nA es el número de moles de A presentes. las presiones de los componentes gaseosos individuales de la mezcla. Por tanto de acuerdo con la ley de Dalton: 19 . Esta ley se aplica estrictamente sólo a los gases perfectos. Ley de Dalton de las presiones parciales. E. de manera que esta respuesta es razonable. En el caso de que dos gases A y B. con las paredes del recipiente. hasta formar una mezcla homogénea. Otro método para calcular las densidades de los gases es utilizar la ley de los gases ideales para producir la expresión general. es decir. la presión total PT es el resultado de las colisiones de ambos tipos de moléculas A y B.1 a 10 g/L. normalmente tiene densidades de 0. 3…… Como se indicó anteriormente a una mezcla que contiene el gas A (y el gas B) se le aplica la relación: Dividiendo PA por PT. no de la naturaleza de las moléculas del gas. el agua ejerce una presión de vapor considerables. que la presión total ejercida es igual a la presión real del gas en cuestión. o sea. 2. En general. Gases húmedos. y el espacio ocupado por el gas cuyo volumen se ha medido. para una mezcla de gases la PT depende solo dl número total de moles de gas presente. mas la presión del vapor de agua presente. Utilizando XA para representar la fracción molar de A (es decir XA= nA/nT) En otras palabras la presión parcial de un gas en una mezcla es igual a su fracción molar multiplicada por la presión total. Es la fracción del número total de moles que se atribuye al gas A. presión parcial del agua. De aquí resulta. se saca de tablas. y esta dados por son las presiones parciales de los gases A y B. Esta relación se utiliza habitualmente para calcular las presiones parciales de los gases de una mezcla cuando se conoce la presión total y la composición de la mezcla. respectivamente. está también ocupado por vapor de agua. Se entiende entonces que al realizar los cálculos. el vapor que debe de tomarse para la presión del gas debe ser la presión observada menos la presión del vapor de agua que acompaña al gas. es el numero total de moles de los gases. del volumen de un gas medido cuando se recoge sobre agua. A temperaturas ordinarias. Este valor. Una aplicación común de la ley de Dalton es el cálculo a presión y temperaturas normales. Así. se obtiene: La fracción nA/nT se conoce como fracción molar de A en la mezcla. la presión total de una mezcla de gases esta dad por: Donde son las presiones parciales de los componentes 1.Donde n. 20 . la presión máxima del vapor de agua a la temperatura de la experiencia. Presión del gas = presión total – presión del vapor de agua.116 moles de propano (C3H8). Tomando en cuenta esto.82mmHg. El volumen del gas recolectado a 30ºC y a una presión de 988 mmHg es de 641 mL. A partir de la presión total y la del vapor de agua es factible calcular la presión parcial del H2.421 moles de etano (C2H6) y 0.24 moles de metano (CH4). hidrogeno: 680 mm. cloro: 740 mm. 0. Presión Total.3686 atm 1. Ejemplos: a) Un recipiente contiene la mezcla de los gases oxígeno.120 mm. decimos que: De la ecuación: tenemos que: Si sumamos las presiones parciales de los gases en cuestión: 1. hidrógeno y cloro.0180 atm= 1. ¿Cuál es la masa en gramos del hidrógeno gaseoso obtenido? La presión del vapor de agua a 30ºC es de 31. c) El hidrógeno gaseoso que se forma en la reacción del calcio metálico con agua se recolecta en un dispositivo especial. Si la presión total de los gases es 1. tenemos que: 700 mm O 680 mm H 740 mm Cl 2.37 atm. siendo sus respectivas presiones parciales: oxigeno: 700 mm.285 atm + 0. ¿Cuáles son las presiones parciales de los gases? De la ecuación: XA= nA/nT.Presión Total = presión del gas + presión del vapor de agua.0656 atm + 0. Calcular la presión total de la mezcla de gases. “La suma de las presiones parciales es la presión total de la mezcla”. b) Una muestra de gas natural contiene 8. 21 .37 atm que es la presión total. Ley de Graham. en una forma un poco diferente. El área transversal del orificio 2. Si dos gases distintos A y B se comparan a la misma presión solo hay que tener en cuenta sus velocidades.258 atm. la velocidad de efusión de un gas.18mmHg X=1. Efusión de los gases. en moles por unidad de tiempo.Se hace la conversión de mmHg a atm: 1 atm _________760 mmHg X _________956. fue descubierta experimentalmente por el químico escocés Thomas Graham puede enunciarse de la siguiente manera: “Para una temperatura y presión dadas. De la ecuación del gas ideal se escribe: Donde m y M son la masa de H2 recolectado y la masa molar de H2. Las velocidades relativas de efusión de gases diferentes dependen de do factores: las presiones de los gases y las velocidades relativas de sus partículas. Esta ley se asienta en los fenómenos basados en el movimiento gaseoso. Reordenado la ecuación se tiene: ⁄ ⁄ F. El número de moléculas por unidad de volumen 3. en este caso en la propiedad de efusión. que es el flujo de partículas de gas a través de orificios estrechos o poros. respectivamente. La velocidad promedio 22 . y ( )1/2 Esta relación. es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar” La velocidad de efusión depende de: 1. en este momento la presión en el matraz es de 12. debe tener la masa molar mayor que la del argón y la tiene.95 g/mol ⁄ ⁄ Comprobación: Debido a que el gas X tarda más en la efusión. T y V son los mismos en los 2 experimentos. a través de un estrecho orificio abierto en un matraz en el que se ha hecho vacío de 120mL de volumen durante 32. Calcule la masa molar de ambos.0 s.Esta ley indica cualitativamente que la efusión de las moléculas ligeras es más rápida que para las más pesadas. Se debe comprender que debido a que P. De forma cuantitativa permite determinar las masas molares de los gases.5 mmHg después de 48.0 s. se permite la expansión de gas argón. 23 . Ejemplo: En un experimento de efusión. el numero de moles de Ar y X por efusión en el matraz es el mismo: Comparando las dos velocidades expresadas en moles por segundo: ⁄ ⁄ Aplicando la Ley de Garham: ( )½ Para despejar se elevan ambos miembros al cuadrado y se sustituye MAr= 39. Se averiguó que la presión en el matraz es de 12.5 mmHg. Este experimento se repite con un gas X de masa molar desconocida a la misma T Y P. o la presión que ejercen sobre el.Conclusión. Los elementos en forma gaseosa son muy sensibles a los cambios que se dan a su alrededor. Todas las teorías que sustentan estos casos. los cambios que sufre un has y su comportamiento en las diversas situaciones. por lo que debemos gran parte del avance de nuestro conocimiento estas reconocidas figuras de la ciencia 24 . fuero de gran base para el entendimiento de la química no solo de los gases si n también de los diversos elementos que nos rodean. nos demuestran tanto cualitativa como cuantitativamente. ya sea la temperatura. la forma de comportamiento de sus moléculas y demás. Los aportes dados por los científicos. siempre cambiaran su volumen. Raymond Chang. (2007). España.N Hurley. DF. 25 . México.google. (2004). Ediciones Paraninfo. Ediciones CO-BO.Referencias Bibliográficas. La Química en sus Manos.com. Principios y Reacciones.L Masterton/ C.Graw Hill Interamericana. W. Editorial Mc. H Moreno González. La Química. Madrid www. .