Este documento trata sobre los gases. Explica las propiedades de los gases ideales y reales, las leyes de los gases ideales de Boyle, Charles y Avogadro, y cómo se desvían los gases reales de un comportamiento ideal debido a las fuerzas de atracción entre moléculas. También presenta diagramas de fases y ecuaciones como la de van der Waals para describir el estado gaseoso.

1. CCAAPPIITTUULLOO IIIIII
GGaasseess
PPrrooff:: CCllaarraa TTuurrrriiaattee MMaannrriiqquuee

2. IInnttrroodduucccciióónn
 LLooss ggaasseess ssee ddiivviiddeenn eenn ggaasseess iiddeeaalleess yy ggaasseess
rreeaalleess sseeggúúnn ssuu ccoommppoorrttaammiieennttoo yy oobbeeddiieenncciiaa aa
cciieerrttaass lleeyyeess yy ppoossttuullaaddooss..
Sistemas gaseosos: una única fase
Sistemas líquidos: una o varias fases
Sistemas sólidos: una o varias fases

3. Una fase de una sustancia es una forma de la materia que es
uniforme en su composición química y estado físico en todos sus puntos.
En el estado gaseoso las moléculas están afectadas de dos tendencias
opuestas debido a:
Energía cinética que tienen las moléculas
Fuerzas atractivas entre las moléculas

4. DIAGRAMA DE FASES
Un diagrama de fases resume las condiciones en las
cuales una sustancia existe como sólido, líquido o gas.
• Los elementos químicos y las
sustancias formadas por ellos
salvo algunas excepciones,
pueden existir en tres estados
diferentes: sólido, líquido y
gaseoso en dependencia de las
condiciones de presión y
temperatura en las que se
encuentren.

5. Diagrama de fases del agua
Temperatura
Presión
Sólido Líquido
A
D
A: p. triple
D: p. critico
(374,4°C;
217,7 atm)
B C
B: p. fusión
C: punto de
ebullición

6. DDiiaaggrraammaa ddee ffaasseess ddeell
ddiióóxxiiddoo ddee ccaarrbboonnoo
Temperatura
Presión
Sólido
Líquido
X
Z
X: p. triple
-56,4°C; 5,11 atm
Z : p. crítico
31,1° C;73 atm.
Y Y: punto de
sublimación
78,5°C; 1 atm

7. EEll pprreessiióónn ddee vvaappoorr ddee eeqquuiilliibbrriioo
eess llaa pprreessiióónn ddee vvaappoorr mmeeddiiddaa ccuuaannddoo hhaayy uunn
eeqquuiilliibbrriioo ddiinnáámmiiccoo eennttrree llaa ccoonnddeennssaacciióónn yy llaa
eevvaappoorraacciióónn..
Equilibrio dinámico
HH22OO ((ll)) HH22OO ((gg))
Velocidad de
condensación
Velocidad de
vaporación =

8. DDIIAAGGRRAAMMAA DDEE FFAASSEESS

9. DDIIAAGGRRAAMMAA DDEE FFAASSEESS

10. Diagrama de fases
FLUIDO SUPERCRÍTICO

11. ¿QQuuéé eess uunn ggaass??

12. PPRROOPPIIEEDDAADDEESS DDEE LLOOSS GGAASSEESS
• Son transparentes, y la mayoría incoloros: N2, O2, H2,
NO, CO y CO2. Algunas excepciones son: I2 (violeta),
Cl2 (verde), NO2 (pardo), etc,.
• Son compresibles, es decir, disminuyen su volumen
por aumento de presión.
• Se expanden en forma ilimitada, llenando cualquier
recipiente. No tienen volumen ni forma propia.
• Se mezclan entre si en todas proporciones formando
mezclas homogéneas. Son fluidos
• Ejercen presión: los gases se suponen constituidos
por partículas que se mueven continuamente
chocando entre ellas y contra las paredes del
recipiente.
• Se dilatan por el calor. Aumentan su volumen por
efecto de un incremento de la temperatura.
• Su pequeña densidad es lo que lo diferencia de los
líquidos y los sólidos.

13. Algunas sustancias encontrados como
gases a 1 atm y 25°C

14. Barómetro
Presión = Fuerza
Área
Presión
atmosférica
PRESION.
El matemático italiano
Torricelli en 1643
invento un instrumento
para medir la presión
atmosférica.
En el S.I. Þ Pascal (Pa)
Pa
N = 2
m
a Hg Hg p = r gh
1cm2 y 1m de longitud
1 atmósfera
= [13.6 x103 (kg/m3)]x [9.8 (m/s2)]x [760 x10-3 (m) ]=1.01325 x105 Pa

15. LEYES DE LOS GASES IDEALES
Presión de un gas. Manómetro
Ejemplo ρ.g.h = 13600 (kg/m3) . 9,8 (N/kg) . 0,320 (m)= 41317 Pa

16. P a 1/V
Leyes de los gases
Ley de Boyle
P x V = constante
P1 x V1 = P2 x V2
A Temperatura constante, para
una cantidad definida de gas
la presión es inversamente
proporcional al volúmen

17. Expansión y contracción del gas
Tubo
capilar
Mercurio
Temperatura
baja
Temperatura
alta
Como T Aumenta V Aumenta

18. Ley de Charles (presión constante)
y Gay-Lussac(volumen constante)
V a T
V = constante x T
V1/T1 = V2/T2
P: presión absoluta
V: volumen
T: temperatura
absoluta
T (K) = t (0C) + 273.15

20. EEccuuaacciióónn ggeenneerraall ddee
llooss ggaasseess iiddeeaalleess
1P
Ley de Boyle : V a (a n y T constante)
Ley de Charles : V a T (a n y P constante)
Ley de Avogadro : V a n (a P y T constante)
V a nT
P
V = constante x = R
nT
P
nT
P R es la constante de gas
PV = nRT

21. Cálculos de densidad (d)
d = mV
= PM
RT
m es la masa del gas en g
M es la masa molar del gas
Masa molar (M ) de una sustancia gaseosa
dRT
M = P d es la densidad del gas en g/L

23. Fue propuesta por Bernoulli en 1738 , ampliada y mejorada
después por Clausius, Maxwell, Boltzmann, Van der Waals y
Jeans.

24. GAS IDEAL . Un gas que se comporta exactamente de acuerdo con lo previsto
por la teoría cinético-molecular se llama gas ideal. Realmente no existe gas
ideal, pero a ciertas condiciones de P y T, los gases se acercan al
comportamiento ideal

25. EFUSIÓN Y DIFUSIÓN MOLECULARES
La distribución de las velocidades
de tres diferentes gases
a la misma temperatura
M Ö
Vrms = 3RT
Velocidad molecular(m/s)
Número de moléculas
Ec = (1/2) mv2
Ec = (3/2) KT
K= R/N°
M = masa molar

26. Efusión y difusión
(1846)

27. EFUSIÓN Y DIFUSIÓN

28. Ejercicio.
El hidrógeno tiene dos isótopos naturales el protio
y el deuterio. El cloro también tiene dos isótopos
naturales Cl-35 y Cl-37. Así, el cloruro de
hidrógeno gaseoso consiste en 4 tipos distintos de
moléculas: 1 H 35Cl,
1H 37Cl , 2H 35Cl , 2H 37Cl. Ordene estas 4 moléculas
en orden creciente de su velocidad de efusión.
Rta. 2H37Cl, 1H37Cl , 2H35Cl , 1H35Cl
/

29. GGaasseess hhúúmmeeddooss
HUUMMEEDDAADD EEss llaa ccaannttiiddaadd ddee vvaappoorr ddee aagguuaa
pprreesseennttee eenn uunn ggaass..
Aire H2O
Huummeeddaadd aabbssoolluuttaa ((ggrr//mm33))..
EEss llaa mmaassaa ddee vvaappoorr ddee aagguuaa ccoonntteenniiddoo eenn uunn
mmeettrroo ccúúbbiiccoo ddee aaiirree.. EEssttaa mmeeddiiddaa eess
iinnddeeppeennddiieennttee ddee llaa TT yy PP..

30. HHuummeeddaadd rreellaattiivvaa ((HHrr))
((%%))..
 EEss llaa hhuummeeddaadd qquuee ccoonnttiieennee uunnaa mmaassaa ddee aaiirree,, eenn rreellaacciióónn
ccoonn llaa mmááxxiimmaa hhuummeeddaadd aabbssoolluuttaa qquuee ppooddrrííaa aaddmmiittiirr,, ssiinn
pprroodduucciirrssee ccoonnddeennssaacciióónn,, ccoonnsseerrvvaannddoo llaass ccoonnddiicciioonneess ddee
tteemmppeerraattuurraa yy pprreessiióónn aattmmoossfféérriiccaa..
 SSii eell aaiirree nnoo ppuueeddee aaddmmiittiirr mmááss aagguuaa ssee ddiiccee qquuee eessttáá
ssaattuurraaddoo ((Hrr 110000%%..))
 LLaa hhuummeeddaadd rreellaattiivvaa aauummeennttaa ccuuaannddoo ddeesscciieennddee llaa
tteemmppeerraattuurraa,, aauunnqquuee llaa hhuummeeddaadd aabbssoolluuttaa ssee mmaanntteennggaa
iinnvvaarriiaabbllee..
Hr = (Pv(H2O) / Pv
s )100
P(HO) : Presión parcial del vapor de agua
v 2Ps : Presión de vapor en la saturación
v

31. GGAASSEESS RREEAALLEESS
TTooddooss llooss ggaasseess rreeaalleess ssee ddeessvvííaann ddeell
ccoommppoorrttaammiieennttoo iiddeeaall eenn aallggúúnn ggrraaddoo..
AA aallttaass pprreessiioonneess((>>1100 aattmm))
AA bbaajjaass tteemmppeerraattuurraass (( cceerrccaannaass aall ppuunnttoo ddee
ccoonnggeellaacciióónn))
Z: factor de compresibilidad

32. GASES REALES.
DESVIACIÓN DEL COMPORTAMIENTO IDEAL
PV/RT vs presión de un mol de gases a 300 K
PV = nRT
n = PV
RT = 1.0
Fuerzas de
repulsión
Fuerzas de
atracción
Gas
ideal
V =
RT
Z -------
PV

33. GASES REALES. LLooss ggaasseess ssee ccoommppoorrttaann
ccoommoo iiddeeaalleess aa bbaajjaass pprreessiioonneess yy//oo
eelleevvaaddaass tteemmppeerraattuurraass
Efecto de la presión
1 mol de varios gases a 300 K Efecto de la temperatura
1 mol de gas de nitrógeno

34. FFaaccttoorreess qquuee ssoonn
ccoonnssiiddeerraaddooss ddeesspprreecciiaabblleess
eenn llaa tteeoorrííaa cciinnééttiiccaa--
mmoolleeccuullaarr
 Las moléculas de un gas tienen
volúmenes finitos, y
 Cuando las moléculas están cerca unas
de otras se sienten fuerzas de atracción
entre ellas.

35. GGAASSEESS RREEAALLEESS

36. GGAASSEESS RREEAALLEESS
ECUACION DE VAN DER WAALS
La ecuación de
van der Waals es
una ecuación cúbica
con respecto al
volumen y al número
de moles. Las
constantes a y b son
determinadas
experimentalmente
para cada gas.

37. Constantes de Van der Waals
para algunos gases
Sustancia a (L2 –atm / mol2 ) b (L / mol)
He 0.0341 0.02370
Ne 0.211 0.0171
Ar 1.34 0.0322
Kr 2.32 0.0398
Xe 4.19 0.0510
H2 0.244 0.0266
N2 1.39 0.0391
O2 1.36 0.0318
Cl2 6.49 0.0562
H2O 5.46 0.0305
CH4 2.25 0.0428
CO2 3.59 0.0427
CCl4 20.4 0.1383

38. PPaarraa uunnaa mmooll ddee ggaass

39. GGAASSEESS RREEAALLEESS

40. GGAASSEESS RREEAALLEESS

41. GGAASSEESS RREEAALLEESS

42. GGaasseess rreeaalleess..
OOttrraass eeccuuaacciioonneess ddee
eessttaaddoo
 FFaaccttoorr ddee
 ccoommpprreessiibbiilliiddaadd ((ZZ))
PV = Z nRT
LORENTS
P= RT/Vm
2 (Vm+b)-a/Vm

43. GGAASSEESS RREEAALLEESS

44. EEjjeemmppllooss

45. EEjjeemmppllooss
 22.. UUnn ggaass ““AA”” ((MM ==116)) ssee ddiiffuunnddee aa ttrraavvééss ddee
uunnaa ttuubbeerrííaa rreeccoorrrriieennddoo XX ccmm ddee ddiissttaanncciiaa
dduurraannttee 115 mmiinnuuttooss.. EEnn iigguuaall ccoonnddiicciióónn ddee
pprreessiióónn yy tteemmppeerraattuurraa ¿CCuuáánnttoo ttiieemmppoo ttaarrddaarráá
uunn ggaass ““BB”” ((MM==644)) eenn rreeccoorrrreerr llaa ccuuaarrttaa ppaarrttee
ddee llaa ddiissttaanncciiaa rreeccoorrrriiddaa ppoorr ““AA”” eenn llaa mmiissmmaa
ttuubbeerrííaa??..
 33.. UUnn mmeettrroo ccúúbbiiccoo ddee ooxxííggeennoo aa 775°°CC yy 3300
aattmm.. ssee ccoommpprriimmee aa 4400 aattmm.. yy ssee eennffrrííaa aa
--4400°°CC.. ccaallccuullee eell vvoolluummeenn ffiinnaall ccoonnssiiddeerraannddoo
qquuee eell ggrraaddoo ddee ccoommpprreessiibbiilliiddaadd ddeell ggaass
aauummeennttaa eenn 1100%%..

47. FFUUEERRZZAASS
IINNTTEERRMMOOLLEECCUULLAARREESS
 FFuueerrzzaass ddee aattrraacccciióónn eennttrree mmoollééccuullaass..
 EEnn ggeenneerraall ssoonn mmááss ddéébbiilleess qquuee llaass
ffuueerrzzaass iinnttrraammoolleeccuullaarreess ((ccoovvaalleenntteess)).. PPoorr
eejjeemmpplloo:: 1166 kkJJ//mmooll vvss.. 443311 kkJJ//mmooll ppaarraa
HHCCll..
 EEnn llooss ccaammbbiiooss ddee eessttaaddooss,, ssee rroommppeenn oo
ssee ffoorrmmaann ffuueerrzzaass iinntteerrmmoolleeccuullaarreess ((nnoo
llaass ccoovvaalleenntteess))..

48. Existen eennttrree mmoollééccuullaass
ppoollaarreess

49. Fuerzas débiles originadas por la interacción entre
dipolos instantáneos.
• Están presentes en todas las moléculas.
• A mayor superficie de interacción, mayor intensidad
de las fuerzas de dispersión.

50. PPUUEENNTTEE DDEE HHIIDDRRÓÓGGEENNOO
INFLUENCIA {

51. Puente ddee HHiiddrróóggeennoo::
IInnfflluueenncciiaa ssoobbrree eell ppuunnttoo ddee
eebbuulllliicciióónn ddee llooss hhaalluurrooss

55. Una muestra de gas del cloro ocupa un volumen de
946 mL a una presión de 726 mmHg. ¿Cuál es la
presión del gas (en mmHg) si el volumen está
reducido a temperatura constante de 154 mL?
P1 x V1 = P2 x V2
P1 = 726 mmHg
V1 = 946 mL
P2 = ?
V2 = 154 mL
P2 =
P1 x V1
V2
726 mmHg x 946 mL
= 154 mL = 4460 mmHg

56. Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa
3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará
un volumen de 1.54 L si la presión permanece
constante?
V1/T1 = V2/T2
V1 = 3.20 L
T1 = 398.15 K
V2 = 1.54 L
T2 = ?
T2 =
V2 x T1
V1
1.54 L x 398.15 K
= 3.20 L = 192 K

57. El amoniaco se quema en oxígeno para formar óxido
nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de
NO se obtiene de un volumen de amoniaco a la misma
temperatura y presión?
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
1 mole NH3 1 mole NO
A T y P constante
1 volumen NH3 1 volumen NO

58. ¿Cuál es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de
HCl a condiciones normales?
PV = nRT
V = nRT
P
T = 0 0C = 273.15 K
P = 1 atm
n = 49.8 g x 1 mol HCl
36.45 g HCl
= 1.37 mol
V =
1.37 mol x 0.0821 L • a t m x 273.15 K
mol•K
1 atm
V = 30.6 L

59. Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de
CH4, 0.421 moles de C2H6, y 0.116 moles de C3H8. Si
la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuál es la
presión parcial del propano (C3H8)?
PT = 1.37 atm
Pi = Xi PT
Xpropano = 0.116
8.24 + 0.421 + 0.116
= 0.0132
Ppropano = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm

60. El argón es un gas inerte usado en las bombillas para
retardar la vaporización del filamento. Una cierta
bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18 °C se
calienta a 85 °C a volumen constante. ¿Cuál es la
presión final del argón en la bombilla (en atm)?
PT
PV = nRT n, V y R son constantes
nR
V = = constante
P1
T1
P2
T2
=
P1 = 1.20 atm
T1 = 291 K
P2 = ?
T2 = 358 K
P2 = P1 x T2
T1
= 1.20 atm x 358 K
291 K = 1.48 atm

61. Estequiometría de los gases
¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00
atm cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la
reacción?:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)
g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
5.60 g C6H12O6
x 6 mol CO2
1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
x = 0.187 mol CO2
1 mol C6H12O6
V = nRT
P
0.187 mol x 0.0821 x L•atm 310.15 K
mol•K
= = 4.76 L
1.00 atm
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Cantidad de
reactivo gramos
o volumen

63. Conceptos:
• Un cambio de estado es el paso de un estado de agregación a otro en una sustancia
como consecuencia de una modificación de la temperatura (o de presión). Existen varios
cambios de estado, que son:
• - Fusión: Es el paso de una sustancia de sólido a líquido. La temperatura a la que esto
ocurre se llama Temperatura de fusión o punto de fusión de esa sustancia. Mientras
hay sólido convirtiéndose en líquido, la temperatura no cambia, se mantiene constante.
Por ejemplo, en el agua el punto de fusión es 0 ºC; mientras haya hielo transformándose
en agua la temperatura no variará de 0 ºC. Esto ocurre porque toda la energía se invierte
en romper las uniones entre partículas y no en darles mayor velocidad en ese tramo..
• - Solidificación: Es el cambio de estado de líquido a sólido. La temperatura a la que
ocurre es la misma: el punto de fusión.
• - Vaporización: Es el cambio de estado de líquido a gas. Se puede producir de 2 formas:
evaporación y ebullición. La evaporación se produce sólo en la superficie del líquido y a
cualquier temperatura, se escapan las partículas más energéticas del líquido. por el
contrario, la ebullición se produce en todo el líquido y a una temperatura característica
llama temperatura o punto de ebullición. por ejemplo, en el agua es de 100 ºC y se
mantiene mientras hay agua pasando a vapor.
• - Condensación: Es el cambio de estado de gas a líquido. La temperatura a la que
ocurre es el punto de ebullición.
• - Sublimación: Es el cambio de estado de sólido a gas (sin pasar por el estado líquido).
Esto ocurre, por ejemplo, en sustancias como: alcanfor, naftalina, yodo, etc. Un buen
ejemplo práctico serían los ambientadores sólidos o los antipolillas.
• - Sublimación inversa: Es el cambio de estado de gas a sólido (sin pasar por el estado
líquido).

64. Punto triple
• En este punto en la sustancia coexisten en equilibrio los tres estados, está
parcialmente solida, parcialmente líquida y parcialmente gaseosa. Obsérvese
que para valores de presión o temperatura mas bajas que el punto triple la
sustancia en cuestión no puede existir en estado líquido y solo puede pasar
desde sólido a gaseoso en un proceso conocido como sublimación.
Punto crítico
• El punto C indica el valor máximo de temperatura en el que pueden coexistir en
equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura
máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión.
Gases a temperaturas por encima de la temperatura del punto crítico no pueden
ser licuados por mucho que se aumente las presión. En otras palabras, por
encima del punto crítico, la sustancia solo puede existir como gas.
Punto de ebullición
• El punto de ebullición de una sustancia, es aquel valor de temperatura para el
cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y gaseoso a determinada
presión. Los diferentes puntos de ebullición para las diferentes presiones
corresponderían a la curva BC.
Punto de fusión
• El punto de fusión de una sustancia, es aquel valor de temperatura para el cual
coexisten en equilibrio, los estados líquido y sólido a determinada presión. Los
diferentes puntos de fusión para las diferentes presiones corresponderían a la
curva BD.