1. LEYES DE LOS GASES
1.1. Relación presión-volumen: ley de Boyle
1.1.1. ISOTÉRMICA Boyle-Mariotte T= constante Su temperatura es constante. La presión y el volumen son inversamente proporcionales P1*V1=P2*V2
1.2. Relación entre volumen y cantidad: ley de Avogadro
1.2.1. Amedeo Avogadro Misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes. V = k4n n = # moles k4 = constante de proporcionalidad
1.3. Relación temperatura-volumen: ley de Charles y de Gay-Lussac
1.3.1. ISOBÁRICA Charles P = constante Si la presión es constante el volumen es directamente proporcional a la temperatura. V1/T1 = V2/T2
1.3.2. ISOCÓRICA Gay Lussac V = constante Cuando el volumen es constante la presión es directamente proporcional a la temperatura. P1/T1 = P2/T2
1.4. Ecuación del gas ideal
1.4.1. n = moles P*V = n * R * T En condiciones normales P = 1 atm V = 22,4 L T = 273 K n = 1mol
1.5. Combinación
1.5.1. Si la presión aumenta, aumenta la temperatura y disminuye el volumen. P1 * V1 / T1 = P2 * V2 / T2
2. BIBLIOGRAFÍA : Química de Chang, 2010,décima edición, Capítulo 5: Gases, páginas 173 - 215
3. ESTEQUIOMETRÍA DE LOS GASES
3.1. Cuando los reactivos, los productos, o ambos son gases, también podemos emplear las relaciones entre cantidades (mo-les, n) y volumen (V ) para resolver problemas de este tipo
4. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
4.1. Establece que, en una mezcla de gases, cada gas ejerce igual presión que si estuviera solo y ocupara el mismo volumen. Pi = Xi * PT Donde Xi es la fracción molar de la sustancia i.
5. CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES
5.1. Los gases, son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y los sólidos. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado una importante función en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases
6. PRESIÓN DE UN GAS
6.1. Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento.
6.1.1. La presión es una de las propiedades de los gases que se mide con mayor facilidad.
7. DESVIACIÓN DEL COMPORTAMIENTO LINEAL: .
7.1. La ecuación de van der Waals es una modificación de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta el comporta-miento no ideal de los gases reales. Hace correcciones considerando que las moléculas de un gas real sí ejercen fuerzas entre ellas y que además tienen volumen. Las constantes de van der Waals se determinan experimentalmente para cada gas. (P + an2/V2 ) (V – nb) = n*R*T Presión Volumen corregida corregido
8. TEORÍA CINETICA MOLECULAR DE LOS GASES (EC)
8.1. Tipo de energía que manifiesta un objeto en movimiento o energía de movimiento
8.2. Descubrimientos de Maxwell y Boltzmann produjeron generalizaciónes acerca del comportamiento de los gases denominado Teoría Cinética de los Gases.
8.2.1. 1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones.
8.2.2. 2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras; estas coliciones son elásticas pues la energía es transferida de una molécula a otra por colisión, pero la eneregía total de las moleculas en un sistema permanece inalterado.
8.2.3. 3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión.
8.2.4. 4. La energía cinetica promedio de las molecúlas es proporcional a la temperatura del gas en Kelvins.
8.2.4.1. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma EC promedio.