LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

1º Bachillerato Unidad 1Segunda parte

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Contenidos7.- Los gases

Teoría cinético-molecular de los gasesLas leyes de los gasesEcuación de estado de los gases ideales. Gases reales.Mezcla de gases: ley de las presiones parciales

8.- Técnicas espectroscópicas de análisis químicoInteracción entre luz y materia (espectro electromagnético)Espectroscopia atómica e IREspectrometría de masas: isótopos

3Los gasesLeyes y ecuación general

Postulados de la teoría cinético-molecular de los gases

Los gases están compuestos de moléculas separadas por distancias mucho mayores Sun sus dimensiones. Pueden considerarse partículas con masa pero con volumen despreciable

Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en todas direcciones colisionando entre sí y con las paredes del recipiente (cauaa de la presión del gas)

Los choques entre moléculas son elásticos (la energía se transfiere de unas a otras, sin pérdida, de modo Sun Et= cte)

La fuerza de atracción entre las moléculas de un gas se considera nula, debido a la separación entre ellas.

...continúa

4Los gasesLeyes y ecuación general

Postulados de la teoría cinético-molecular de los gases (… continúa)

La energía cinética media de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta del gas. Esta relación se expresa mediante la ecuación

Donde K= 1,38·1023 JK-1 es una contante y T la temperatura absoluta(se debe a L. Boltzmann y J. C. Maxwell)

E c=32kT

E c=32kT

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Leyes de los gases

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Ecuación de estado de los gases ideales Ley combinada

7Ejemplo: El aire de una habitación que se encuentra a 17 ºC, ejerce una presión de 0,95 atm. Si se duplica el valor de la temperatura, ¿qué presión ejercerá el aire?

Datos: T= 273+17= 290 K; p= 0,95 atm V= contanteSi se duplica T (sería 34 ºC) T = 307 KSe aplica la ley de Gay-Lussac,P/T= constante; p1/T1= p2/T2, 0,95 atm/290 K= p2/307 K

La presión se duplica, p2= 1,01 atm

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Ecuación de estado de los gases ideales

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Ecuación de estado de los gases idealesDespejes y expresión de la densidad de un gas a partir de

la ecuación general

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Ley de Dalton de las presiones parciales

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Ley de Dalton de las presiones parciales

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Cálculo de fórmulas moleculares con la ecuación de los gases ideales

Ejemplo: E la combustión de un compuesto orgánico formado por C, H y N, se obtiene 1,32 g de CO2, 0,81 g de H2O y 0,46 g de NO2. Determina su fórmula molecular si 13,45 g del compuesto en estado gaseoso, a 400 ºC y 2 atm, ocupan un volumen de 6,29 L.

SOLUCION:Al quemarse el compuesto, todo el C pasa a CO2, el H a H2O y el N a NO2.

Teniendo en cuenta sus masas molares, se calcula la masa de cada elemento químico en el compuesto, y luego el mol de cada elemento

1,32 gCO2 · 12,01 g C44,01 g CO2

=0,36 g C · 1mol C12,01g C

=0,03molC

0,81 g H2O · 2,02 g H18,02 gCO2

=0,09 g H · 1mol H1,01g H

=0,09mol H

0,46 g NO2 · 14,01 g N46,01 g NO2

=0,14 g N · 1mol N14,01 g N

=0,01mol N

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Cálculo de fórmulas moleculares con la ecuación de los gases ideales

Ejemplo: E la combustión de un compuesto orgánico formado por C, H y N, se obtiene 1,32 g de CO2, 0,81 g de H2O y 0,46 g de NO2. Determina su fórmula molecular si 13,45 g del compuesto en estado gaseoso, a 400 ºC y 2 atm, ocupan un volumen de 6,29 L.

Sigue el problema....La relación de moles de C, H y N es la misma qu en el compuesto, pero en

números enteros. Se divide todos por el menor valor.

La fórmula empírica es C3H9N. Para la fórmula molecular hay qu hallar M sabiendo qu N= m/M. Y n se calcula a partir de PV= nRT

De donde M= 59,00 g·mol-1. Siendo la masa molecular también 59,00 u

La FÓRMULA MOLECULAR ES C3H9N

0,030,01

=3mol deC ; 0,090,01

=9mol H ; 0,010,01

=1mol N

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Los gases realesLos gases ideales no existen en la naturaleza ya que se

supone que entre las moléculas no hay fuerzas y que su volumen frente al volumen del recipiente es despreciable. En 1873 J.D. Van der Waals modificó la ecuación de los gases ideales incluyendo dos términos correctivos, uno para la presión y otro para el volumen.

La ecuación queda:

Donde p y V son presión y Volumen ideal, a es una contante relacionada con la fuerza entre moléculas y b es una constante relacionada con el tamaño, y n el nº de moles. Si p y T son bajas el comportamiento es el de un gas ideal

( p+ n2 · aV 2 ) ·(V−nb)=nRT

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Naturaleza electromagéntica de la luzInteracción entre luz y materia (espectro electromagnético)

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Espectroscopia atómicaLos espectros aislados (en fase gaseosa) pueden emitir o absorber

radiación electromagnética. Se detectan elementos químicos

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Espectros de emisión

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Espectroscopía de absorción IR (infrarroja)Es la técnica que más se emplea para la identificación

molecular, cuya frecuencia está comprendida entre 3·1011 Hz y 4·1014 Hz.

La luz IR provoca vibraciones moleculares, ya qu los enlaces no son rígidos.

Cada enlace C-H, C=O, C-N, O-H, etc., tiene una frecuencia característica de vibración

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Espectroscopía de absorción IR (infrarroja)

Se detectan sobre todo moléculas orgánicas, a través del análiis de sus enlaces covalentes

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Otras técnicas espectroscópicas: Espectrometría de masas

El espectro que se obtiene no es una serie de radiaciones electromagnéticas, sino de fragmentos de materia

Su aplicación es la determinación de masas atómicas y moleculares

El el espectrómetro de masas, una minúscula muestra se vaporiza e introduce en una zona donde es sometida a bombardeo de electrones muy energéticos. La muestra se fragmenta y genera iones positivos, cuyo tamaño varía según los requerimientos del análisis

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Técnicas espectroscópicas de análisis químico

Espectrometría de masas de la propanona

E el espectro, la señal o pico a 58 u corresponde a la molécula completa, pero ionizada [CH3COCH3]+. Los otros picos corresponde a diversos fragmentos, [CH3CO]+ 43 u y [CH3]+ 15 u