ESTEQUIOMETRIA DE GASES

Problemas de Estequiometría de gases
La estequiometría trata del cálculo químico de cantidades de componentes que intervienen en una reacción química dados al menos la cantidad de uno de ellos.
La estequiometría de gases se aplica en aquéllos casos en ,los que interviene un gas o varios en la reacción, se dispondrá de datos volumínicos para determinar el volúmen de algún componente.
Hay tres tipos de problemas de Estequiometría de gases:
Moles-Volúmen (o Volúmen-Moles) 
Peso-Volúmen (o volúmen-peso) 
Volúmen-Volúmen 
1. Estequiometría. Moles-Volúmen.
Si nos dan los moles de cada componente y se desea hallar el volúmen de cada uno en la muestra, nos deben de informar de temperatura y presión a la que tiene lugar el proceso.
Convertimos moles iniciales en moles finales usando los coeficientes de la reacción química ajustada
Convertimos moles finales a volúmen final usando la ecuación de la Ley de Gases Ideales. 
Aquí ponemos un ejemplo para su mejor comprensión:
Dado el Proceso de Síntesis de Haber:
N2(g) + 3H2(g) -----> 2NH3(g) 
¿Cuantos litros de NH3 pueden obtenerse a 27 ºC y a una presión de 760 torr, si se consumen 20 moles de N2? 
Convertimos moles dados a moles finales:
Según la reacción ajustada:
1 mol N2 = 2 moles NH3
20 moles N2 * 2 moles NH3 / 1 mol N2 = 40 moles NH3 obtenidos
Convertimos moles finales a litros finales: 
Usando la ecuación de la Ley de Gase Ideales PV = nRT y R=0.0821 litro-atm / mol-ºK, nos aseguraremos de convertir las temperaturas siempre a ºK y la presión a atm.
P = 760 torr * 1 atm / 760 torr = 1 atm
T = 27 + 273 = 300 K
Resolviendo la ecuación para V = nRT / P = (40 moles NH3) (0.0821 litro-atm / mol-ºK) (300 K) / 1 atm = 985.2 litros NH3

Ver : video sobre estequiometria de gases http://www.youtube.com/watch?v=HUHz6dCdAm8

fuentes de internet: http://www.blogger.com/blogger.g?blogID=8959899795983988087#editor/target=post;postID=3502529502520496149

http://www.youtube.com/watch?v=HUHz6dCdAm8

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LEY COMBINADA DE LOS GASES

Aprende con esta presentación cómo se obtiene la ecuación PV/T = cte.

Las tres leyes referidas a un único gas (Boyle, Charles y Gay-Lussac) se pueden resumir en una única ecuación matemática:

PV/T = cte

Fíjate en que si mantienes constante la temperatura T, la ecuación general se reduce a PV=cte, ya que al ser T₁ = T₂ puedes simplificar la igualdad. Es decir, se obtiene la ley de Boyle. Evidentemente, la constante de esta ley de Boyle es distinta de la anterior.

De forma similar, manteniendo constante la presión o el volumen, obtendrás las leyes de Charles y de Gay-Lussac.

Es importante que te fijes en que las constantes de las leyes dependen de la cantidad de gas que hay en el recipiente y su valor es diferente en cada ley.

VER: Presentacion didactica para obtener la ley combinada de los gases 

http://www.educaplus.org/play-260-Ley-combinada-de-los-gases.html

Ejercicios resueltos de la ley combinada de los gases

Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm.si la temperatura no cambia?

Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2
 Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas.
Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

 750mm Hg //760mmHg/at X 80 Cm3 = 1,2 at. V2 = 65,8 Cm3   Se puede resolver igualmente con mm de Hg.

2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante.

Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:

El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

Como el volumen y la masa  permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de   Gay-Lussac:

La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

estos son autoria de http://apuntescientificos.org/resueltos-gases-ibq.html

GASES REALES

Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas de atracción y repulsión. Solamente a bajas presiones y altas temperaturas las fuerzas de atracción son despreciables y se comportan como gases ideales.

Si se quiere afinar mas o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales las cuales son variadas y mas complicadas cuanto mas precisas.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparía mas volumen. Esto se debe a que entre sus átomos / moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.

El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto mas sencilla sea su fórmula quimica y cuanto menor sea su reactividad (tendencia a formar enlace quimico). Así por ejemplo los gases nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el mas liviano , el hidrógeno.

Menos ideales serán los triatómicos como el dióxido de carbono, el caso del vapor de agua es aún peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno lo cual reduce aún mas la idealidad. Dentro de los gases orgánicos, el que tendrá un comportamiento mas ideal será el metano perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono.  Así es de esperar que el butano tenga un comportamiento mas lejano a la idealidad.

También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas.

Ecuación de Van der Walls para un gas real:

ver:  sofware sobre gases  http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.html

temas de internet de propiedad de http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.html

LOS GASES, SUS PROPIEDADES Y CARACTERISTICAS

BIENVENIDOS ESTUDIANTES  A CONOCER  ACERCA EL ESTADO GASEOSO, PROPIEDADES . ESTRUCTURAS Y SUS LEYES.

ESTADO GASEOSO

Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.

Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.

Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

PROPIEDADES DE LOS GASES

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir , que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas(V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles ( n).

Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:

Recipentes de gas.

1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.

2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.

3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.

4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.

Variables que afectan el comportamiento de los gases

1. PRESIÓN

Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente.

La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.

2. TEMPERATURA

Volumen de un gas.

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.

La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

3. CANTIDAD

La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.

4. VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo.

5. DENSIDAD

Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.

Gas Real

Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si latemperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.

Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1. - Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.

2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.

3. - El numero total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran numero de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.

5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Ver: Leyes de los gases

Ver: Ejercicios de las leyes de los gases http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesLeyes_Ejercicios.html

Ver: video sobre estado gaseosohttp://www.youtube.com/watch?v=8vKyVBELtv0

Fuente Internet:

http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle.shtml

/www.youtube.com/watch?v=8vKyVBELtv0

www.educared.net/.../images/B/1563/gases.htm

Es propiedad: www.profesorenlinea.cl

GASES IDEALES

Gas ideal: es el comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales.

Ley de Boyle

Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande, es decir aumenta su volumen, siendo ésta la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de un gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico Robert Boyle (1627 - 1697) fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. 

La ley de Boyle, que resume estas observaciones, establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión:

P.V = constante                        o                                P = 1 / V

y se pueden representar gráficamente como:

                

La forma que más utilizamos para representar la Ley de Boyle corresponde a la primera gráfica, donde se muestra a un rama de una hipérbola equilátera y podemos usar la siguiente expresión para determinar los valores de dos puntos de la gráfica:

P₁ . V₁ = P₂ . V₂

Este tipo de gráficos se denominan isotermas, por lo que a los procesos que cumplen con la Ley de Boyle se les denomina procesos isotérmicos. Para visualizar un video que muestra un experimento de la ley de Boyle, haz clickaquí.

Recuerda Para que para que se cumpla la Ley de Boyle es importante que permanezcan constantes el número de moles del gas, n, y la temperatura de trabajo, T.

Ley de Charles

Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823).

La ley de Charles y Gay Lussac se resume en: el volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene apresión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: 

y gráficamente se representa como:

  

Debemos tener presente que la temperatura se DEBE expresar en grados Kelvin, K. Para determinar los valores entre dos puntos cualesquiera de la recta podemos usar:

Los procesos que se realizan a presión constante se denominan procesos isobáricos.

Análogamente, la presión de una determinada cantidad de gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: 

Los procesos que se producen a volumen constante se denominan procesos isocóricos. Para determinar los valores entre dos estados podemos usar:

Ley de los cambios triples

Al combinar las leyes mencionadas se obtiene la ley combinada de los gases ideales o ley de los cambios triples, que establece que para una determinada cantidad de gas se cumple:

Para determinar los valores entre dos estados diferentes podemos emplear:

Recuerda: En las leyes estudiadas se debe mantener constante el número de moles del gas en estudio. Es necesario trabajar en temperatura absoluta, es decir en grados Kelvin, K.

Ley de Avogadro 

A medida que agregamos gas a un globo, éste se expande, por lo tanto el volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas.

La relación entre la cantidad de un gas y su volumen fue enunciada por Amadeus Avogadro  (1778 - 1850), después de los experimentos realizados años antes por Gay - Lussac.

La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

Para determinar los valores para dos estados diferentes podemos usar:

También podemos expresarlo en términos de: la presión de un gas mantenido a temperatura y volumen constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

Observación Los experimentos demostraron que a condiciones TPE, 1 mol de una sustancia gaseosa cualquiera, ocupa un volumen de 22,4 L.

Ley general del gas ideal

Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que:

Propiedades que se mantienen constantes		Ley	Expresión
moles, n	temperatura, T	Boyle	P.V = constante
moles, n	presión, P	Charles	V / T = constante
presión, P	temperatura, T	Avogadro	V / n = constante

Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales:

P V  =  n R T

donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando, así tenemos:

Valor de R	Unidades
0,082
8,314
1,987

Observación Los gases tienen un comportamiento ideal cuando se encuentran a bajas presiones y temperaturas moderadas, en las cuales se mueven lo suficientemente alejadas unas de otras, de modo que se puede considerar que sus moléculas no interactúan entre si (no hay acción de las fuerzas intermoleculares).

Como hemos observado, son cuatro (4) las propiedades que definen el estado o las condiciones en las que se encuentra una sustancia en estado gaseoso: la cantidad de sustancia o número de moles, n; la presión que ejercen sus moléculas, P; la temperatura a la que se encuentra, T y el volumen que ocupa, V. Estas propiedades pueden variar todas simultáneamente o se pueden mantener constantes una o dos de ellas a fin de cambiar las otras.

ver: video sobre gases ideales http://www.youtube.com/watch?v=sJdXVRLecbA

Fuente Internet:

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/521-leyes-de-los-gases-ideales