TEMA 2. FYQ 1º BACH

1º bachillerato

FÍSICA QUÍMICA

&

TEMA 2. LOS GASES

TEMA 2. LOS GASES

TEMA 2. LOS GASES1. MEDIDA DE LA PRESIÓN DE UN GAS 2. LAS LEYES DE LOS GASES 3. LA TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR 4. LOS GASES REALES 5. LAS FASES CONDENSADAS

TEMA 2. LOS GASES

FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH

FÍSICA Y QUÍMICA 4º ESO

• Leyes de los gases, se verá la ecuación de los gases ideales y la ley de las presiones parciales de Dalton.
• Teoría cinético molecular
• Gases reales
• Las fases condensadas

• Leyes de los gases (T4)
• Teoría cinético molecular

ÚNICAMENTE PARTE TEÓRICA

TEMA 2. LOS GASES

SESIÓN 1

SESIÓN 2

SESIÓN 3

SESIÓn 4

SESIÓN 5

SESIÓN 6

SESIÓN 7

SESIÓN 1

Medida de la presión de un gas Leyes de los gases ER 1 página 57 Ejercicios 1-5-7-8 -10 página 57

1. MEDIDA DE LA PRESIÓN DE UN GAS

2. LAS LEYES DE LOS GASES

2. LAS LEYES DE LOS GASES

2. LAS LEYES DE LOS GASES

Ecuación de estado de un gas ideal

La ecuación combinada de los gases adquiere particular interés cuando consideramos 1 mol de sustancia gaseosa. En cociente PV/T alcanza un valor conocido como constante molar de los gases, que simbolizamos como R.

La ecuación general de los gases ideales es:

PV=nRT P = presión (atm) V= volumen (L) n= número de mol R = 0,082 atm L /K mol T = temperatura (K)

EJERCICIOS

ER 1 página 57. Cierto gas tiene la siguiente composición centesimal: 52,2% de C, 13% de H y 34,8% de O. Además, se sabe que 7,34 g de compuesto ocupan un volumen de 6 L, medido a 700 mm Hg de presión y 150ºC de temperatura. Calcula su fórmula molecular suponiendo que tiene un comportamiento ideal. Ejercicio 1 página 57. Si utilizáramos agua en lugar de mercurio, ¿qué altura mínima debería tener el tubo del experimento de Torricelli para soportar la presión normal de 1 atm? Ejercicio 5 página 57. Cierto gas ideal ocupa 320 cm3 a 1028 mbar. ¿Qué volumen tendrá a 1,7 atm?

EJERCICIOS

Ejercicio 7 página 57. ¿Qué volumen correspondería a un gas que se encuentra a una temperatura de -273,15ºC? ¿Qué significado físico encuentras a este resultado? Ejercicio 8 página 57. A 25ºC, una masa de gas ocupa un volumen de 150 cm3. Si a presión constante se calienta hasta 90ºC, ¿cuál será el nuevo volumen? Ejercicio 10 página 57. ¿Pueden 2 L de un gas ideal, a 20ºC y 2 atm de presión, ocupara un volumen de 3 L si modificamos las condiciones a 4 atm y 606ºC?

SESIÓN 2

Corregir ejercicios pendientesLey de Dalton de las presiones parciales Ejercicios 11-12-13-14 página 57

2.4 ley de dalton de las presiones parciales

2.4 ley de dalton de las presiones parciales

EJERCICIOS

Ejercicio 11 página 57. Se sabe que cierta cantidad de gas ideal a 20ºC ocupa un volumen de 10 L cuando el manómetro indica 780 mmHg. Calcula:a) La cantidad de un gas en mol b) El número de partículas gaseosas allí existentes c) El volumen que ocuparía en condiciones normales Ejercicio 12 página 57. La densidad de un cloruro de mercurio gaseoso, medida a 84 ºC y 0,9 atm, es 14,5 g/L. Por otra parte, la composición centesimal revela que contiene un 84,98 % de mercurio. Calcula su fórmula molecular. Ejercicio 13 página 57. Calcula las presiones que ejercen cada uno de los gases de una mezcla formada por 4 g de H2 y 8 g de O2, si el manómetro situado en el recipiente marca 2 atm. Ejercicio 14 página 57. La composición volumétrica del aire es: 78 % de N2, 21 % de O2 y 1 % de otros gases. Suponiendo un comportamiento ideal, calcula las presiones parciales que ejercen el N2 y el O2 cuando la total es 1 atm.

SESIÓN 3

La teoría cinético-molecularLos gases reales Las fases condensadas ER 1-2-3-4 página 60

3. teoría cinético-molecular

3.1 justificación de las propiedades de los gases ideales

Las partículas de gas, al estar en continuo movimiento, colisionan con las paredes del recipiente, y por eso el gas adopta el volumen del recipiente que lo contiene. Justificación de la ley de Boyle: PV=constante: Si comprimimos un gas y reducimos el volumen del recipiente a la mitad, manteniendo la temperatura constante, las partículas del gas irán a la misma velocidad, y como el recipiente es la mitad de grande, chocarán con las paredes el doble de veces y por tanto la presión se duplicará. Justificación de la ley de Charles y Gay-Lussac: V/T= constante: Si aumentamos la temperatura de un gas, las partículas irán más deprisa. Esto aumentaría la presión del recipiente, pero como la presión debe permanecer constante, lo que hace el gas es ampliar el volumen del recipiente para compensar ese exceso de presión

3.1 justificación de las propiedades de los gases ideales

Justificación de la ley de Dalton para las presiones parciales: Como el tamaño de las partículas es despreciable frente al volumen del recipiente, en una mezcla de varios gases, cada uno se comporta como si estuviera solo, ejerciendo su propia presión parcial. La presión total del recipiente es la suma de las presiones que ejerce cada gas de manera independiente.

4. los gases reales

Se denomina presión de vapor a la presión que se mide cuando coexisten las fases líquida y gaseosa de una sustancia

4.2 ecuación de estado de los gases reales

5. las fases condensadas

Cuando la temperatura disminuye, la energía de las partículas disminuye también, la velocidad de éstas se ralentiza y las fuerzas intermoleculares empiezan a tener influencia hasta que consiguen cambiar el estado gaseoso de un gas a estado líquido.

5.1 líquidos

La viscosidad de los líquidos aumenta al descender la temperatura Evaporación. A cierta temperatura. Las moléculas de la superficie de un líquido alcanzan la energía necesaria para vencer las fuerzas intermoleculares y escapar. Se dice que el líquido se está evaporando. Si, por el contrario, las partículas del gas chocan entre sí, la velocidad disminuye, la energía cinética también y la velocidad, por lo que las fuerzas intermoleculares comienzan a tener importancia y el gas pasa a ser líquido de nuevo. Si el recipiente está cerrado, habrá un equilibrio entre las partículas de líquido que pasan a gas y las de gas que pasan a líquido. La presión de vapor es la presión que se mide en el recipiente cuando se alcanza ese equilibrio, para una determinada temperatura. La presión de vapor es característica de cada sustancia y sólo varía con la temperatura Si aumentamos la temperatura de un líquido hasta que la presión de vapor sea igual a la presión atmosférica, se habrá alcanzado la temperatura de ebullición. La temperatura de ebullición de un líquido es aquella para la cual la presión de vapor es igual a la presión exterior (la atmosférica en recipientes abiertos).

5.2 sólidos

Si la presión de vapor de vapor de un sólido alcanza la presión atmosférica a una temperatura inferior al punto de fusión, se producirá la sublimación, pasar de estado sólido a gaseoso directamente.

EJERCICIOS

ER 1 página 60. Un manómetro situado en un recipiente de 1,2 L marca una presión del gas interior de 2,2 atm. Si mediante un émbolo reducimos, a temperatura constante, el volumen del gas a 250 cm3, ¿qué presión indicará el manómetro? ER 2 página 60. En condiciones normales de presión y temperatura (273 k y 1 atm), un gas ocupa un volumen de 0,5 L. ¿A qué temperatura debemos calentarlo para que la misma masa de gas ocupe un volumen de 822 cm3 y ejerza una presión de 1,5 atm? ER 3 página 60. Una sustancia gaseosa ocupa un volumen de 10 L a 25ºC y 1 atm. Si las condiciones pasan a ser de 20ºC y 1,2 atm de presión, calcula la relación entre las densidades del gas en ambas situaciones. ER 4 página 60. Un mol de un gas ocupa 25 L y su densidad es 1,25 g/L a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

SESIÓN 4

ER 5-6-7 página 61Ejercicios: 9-11-12-13 página 62

EJERCICIOS

ER 5 página 61. Un recipiente cerrado de 2 L contiene O2 a 200ºC y 2 atm de presión. Calcula los gramos y las moléculas de O2 existentes en el recipiente. ER 6 página 61. Tenemos 4,88 g de un gas, y no estamos seguros de si se trata de SO2 o SO3. Para resolver la duda, lo introducimos en un recipiente de un 1 l y observamos que la presión que ejerce a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata? ER 7 página 61. Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 L de su gas, medido a 25ºC y 750 mmHg de presión, tiene una masa de 3,88 g, y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C= 24,4 %; H = 2,06 %; Cl = 73,20 %.

Ejercicio 9 página 62. Indica de forma razonada si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Si se calienta un gas desde 10ºC hasta 20ºC, a presión constante, el volumen se duplicará. b) El volumen se reduce a la mitad si se enfría un gas desde 273ºC hasta 0ºC a presión constante. c) Si se enfría un gas desde 600ºC hasta 200ºC a presión constante, el volumen se reduce a la tercera parte. Ejercicio 11 página 62. Las dimensiones de una habitación son 10 x 5 x 3 m. Si al encender la calefacción la temperatura pasa de 10ºC a 25ºC, ¿qué volumen de aire, medido a 25ºC, entrará o saldrá de la habitación por los resquicios de puertas y ventanas? Ejercicio 12 página 62. Calcula cuántos recipientes de 2 L a 20ºC y 1 atm de presión se pueden llenar con los 50 L de oxígeno que contiene una bombona de este gas a 6 atm y 20ºC. Ejercicio 13 página 62. Un gas ocupa un volumen de 2 L en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Qué volumen ocupará a 2 atm y 50ºC?

SESIÓN 5

Ejercicios: 14- 15-16-17-18-19 página 62

Ejercicio 14 página 62. La gráfica muestra las trasformaciones sufridas por una masa de un gas ideal que inicialmente se encontraba en el punto A a una temperatura de 25ºC. Calcula la temperatura del gas en los puntos B, C y D. Ejercicio 15 página 62. En un recipiente de 4 L de capacidad hay un gas a una presión de 6 atm. Calcula el volumen que ocupará si valor de la presión se duplicase sin que variara la temperatura. Ejercicio 16 página 62. Un gas ocupa un volumen de 80 cm3 a 10ºC y 715mmHg de presión. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales?

Ejercicio 17 página 62. Tenemos 400 cm3 de oxígeno en condiciones normales. ¿Qué presión ejercerá un volumen de 500 cm3 si la temperatura aumenta en 25ºC? Ejercicio 18 página 62. Calcula la densidad del cloruro de hidrógeno (HCl) a 650 mmHg y 70ºC. Ejercicio 19 página 62. La densidad de un gas en condiciones normales es 1,48 g/L. ¿Cuál será su densidad a 320 K y 730 mmHg?

SESIÓN 6

Ejercicios: 21-22-24-27-28-29 páginas 62-63

Ejercicio 21 página 62. Se tienen 4 L de un gas en condiciones normales. a) ¿Qué volumen ocupará a 30ºC y 2 atm de presión? b) ¿Cuántas partículas de gas hay en la muestra? Ejercicio 22 página 62. Se dispone de 445 g de metano (CH4) a 800 mmHg y 27ºC. Calcula: a) El volumen que ocupa en las citadas condiciones. b) El número de moléculas existentes. Ejercicio 24 página 62. En un matraz de 1 L están contenidos 0,9 g de un gas a una temperatura de 25ºC. un manómetro acoplado al matraz indica 600 mmHg. Calcula la masa molecular del gas.

Ejercicio 27 página 63. Se sabe que 0,702 g de un gas encerrado en un recipiente de 100 cm3 ejerce una presión de 700 mmHg cuando la temperatura es de 27ºC. El análisis del gas ha mostrado la siguiente composición: 38,4 % de C, 4,8 % de H y 56,8 % de Cl. Calcula su fórmula molecular. Ejercicio 28 página 63. Sabemos que 35,2 g de un hidrocarburo gaseoso ocupan 13,2 L, medidos a 1 atm y 50ºC. Si el 85,5 % es carbono, calcula su fórmula molecular. Ejercicio 29 página 63. Un recipiente contiene 50 L de un gas de densidad 1,45 g/L. La temperatura a la que se encuentra el gas es 323 K y su presión es de 10 atm. Calcula: a) Los moles que contiene el recipiente. b) La masa de un mol del gas.

SESIÓN 7

EXAMEN TEMAS 1-2

JUEVES 5 OCTUBRE 2023

¡GRACIAS!