Ley de Avogadro de los Gases Química General
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Leyes de los Gases
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Ley de Avogadro
Ley de Avogadro: La Ley de Avogadro es una ley de los gases que relaciona el volumen y la cantidad de gas a presión y temperaturas constantes.
En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos: A presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumenindependientemente del elemento químico que lo form e El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)
Por lo tanto: V1 / n1
= V2 / n2
Lo cual tiene como consecuencia que:
Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen
Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen
Representación esquemática de la Ley de Avogadro
Ejemplos Resueltos de la Ley de Avogadro: Ejemplo 1: sean 0,5 moles de un gas que ocupan 2 litros. Calcular cual será el nuevo volumen si
se añade 1 mol de gas a presión y temperaturas constantes. V1 / n1 = V2 / n2 V1 = 2 litros n1 = 0,5 moles n2 = 0,5 + 1 = 1,5 moles V2 = V1 · n2 / n1 = 2 · 1,5 / 0,5 = 6 litros
o o o
o
Leyes de los Gases:
LEY
Ley de Avogadr
DESCRIPCION FÓRMULA Descubrimientos de Avogadro en 1811 A presión y temperatura constantes, V1 / n1 = V2 / n2 mism misma a can canttidad dad de part partíícula culass de un ele elem
o
tienen el mismo volumen El volumen (V) es directamente proporcional a lacantidad de partículas gas (n) Es independiente del elemento quí que forme el gas Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2 Lo cual tiene como consecuencia que:
Si aumenta la cantidad de aumenta el volumen Si disminuye la cantidad de disminuye el volumen
Boyle descubrió en 1662: La presión que ejerce
un
ga
inversamente proporcional a su volume
Ley de Boyle
temperatura y cantidad de gas constante) P = k / V → P · V = k (k nstante) Por lo tanto: P1 · V1 = P2 · V2 Lo cual tiene como consecuencia que: Si la presión aumenta el volu disminuye Si la presión disminuye el volu aumenta
P1 · V1 = P2 · V2
Nota: también se le llama Ley de Boyle-
Mariotte ya que este último la descubrió de forma independiente en 1676. Charles descubrió en 1787: El volumen del gas es directam proporcional a su temperatura (a pre constante) V = k · T (k es una constante) Por lo tanto: V1 / T1 = V2 / T2 Lo cual tiene como consecuencia que:
Si la temperatura aumenta el volu aumenta Si la temperatura disminuye volumen disminuye
Ley de Charles
V1 / T1 = V2 / T2
Nota: también se le llama Ley de Charles y
Gay-Lussac por un trabajo publicado por este último en 1803.
Gay-Lussac descubrió en 1802: La presión del gas es directam proporcional a su temperatura (a volu constante) P = k · T (k es una constante) Por lo tanto: P1 / T1 = P2 / T2 Lo cual tiene como consecuencia que:
Si la temperatura aumenta la pre aumenta Si la temperatura disminuye presión disminuye
Ley de Gay Lussac
P1 / T1 = P2 / T2
Los gases ideales poseen las siguientes propiedades: Las moléculas del gas se mueve grandes velocidades de forma lineal desordenada La velocidad de las moléculas del ga proporcional a su temperatura absoluta Las moléculas del gas ejercen pre sostenida sobre las paredes del recipiente lo contiene Los choques entre las moléculas del son elásticas por lo que no pierden ene cinética La atracción / repulsión entre moléculas del gas es despreciable Para estos gases ideales se cumple la
Ley de los Gases Ideales
P · V = n · R · T
siguiente ley: P·V=n·R·T
Donde n son los moles del gas y R la constante universal de los gases ideales. La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes: Ley de Boyle: P1 · V1 = P2 · V2 Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2 P1·V1 / T1 =P2·V2 / T 2 Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2 Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula:
Ley General
P1·V1 / T1 = P2·V2 / T2
Graham descubrió en 1829: Las velocidades de efusión (salid través de poros) ydifusión (expansión ocupar el volumen del recipiente) de los g son inversamente proporcionales a la cuadrada de sus masas molares: v1 / v2 = (M2/M1)-1/2 v1 / v2 = (M2 / M1)-1/2 donde: v1, v2 son las masas de difusión / ef del gas M2 / M1 son las masas molares
Ley de Graham
Ley de Dalton
Dalton descubrió en 1801: La presión total de una mezcla de g es igual a la suma de las presiones que eje cada uno de los gases que la componen. A la presión que ejerce cada gas de la PTotal =p1+p2+...+pn mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como: PTotal = p1+p2+...+pn Donde p1, p2, ..., pn son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.
Ley de Henry
Henry descubrió en 1803: La cantidad de gas disuelta en un líqui temperatura constante es proporcional
p = kH · c
presión parcial del gas sobre el líquido. Esta ley se resume en la siguiente ecuación: p = kH · c Donde: p: presión parcial del gas c: concentración del gas kH: constante de Henry
Ley de Avogadro Relación entre la cantidad de gas y su volumen
Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.
El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas: •Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen. •Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?
Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de l os choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vue lve a su valor original.
Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:
(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)
Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta u n nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.
Ejemplo:
Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes)
Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1
(3.50 L) (1.40 mol) = (V 2) (0.875 mol)
Comprueba que si despejamos V2 obtenemos un valor de 5.60 L
Ley de Avogadro 14 de abril de 2010 Publicado por Mónica González Amedeo Avogadro fue un físico italiano que a través de la hipótesis sobre el número de moléculas existentes en estas muestras de gas, explicó como los gases se combinan, manteniendo una proporción simple entre ellos y aún concluye que el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno se encuentran en la forma biatómica, o sea: H2, O2 y N2.
Pero no fue sino hasta que el científico Avogadro, se apoyó en los conocimientos preexistentes de su época sobre los gases y en los resultados de sus experimentos, que se formuló una hipótesis sobre el número de moléculas que existen en dos muestras de gas. Esta suposición dice que dos recipientes, del mismo volumen, conteniendo gases diferentes, a la misma temperatura y presión, deberían contener el mismo número de moléculas. Años más tarde, el profesor de físico-química Jean Baptiste Perrin, realizó varios experimentos con el fin de determinar el valor del número de avogadro, o sea, la cantidad de moléculas existentes en un mol de sustancia. Con sus estudios, llegó a un valor comprendido entre 6,5 x 1023 y 7,2 x 1023 moléculas en cada mol y con esto, se ganó el Premio Nobel de Física en el año de 1926. Después de ese acontecimiento, nuevas experiencias fueron realizadas y por fin, se demostró fehacientemente que el Número de Avogadro es igual a 6,02 x 1023 moléculas por mol de sustancia. Tomando en cuenta el número de Avogadro, sabemos que hay aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol. Entonces en 0,0142 moles tenemos: (0,0142 mol) x (6,02 x 1023 átomos/mol) = 8,55 x 1021 átomos Volumen molar de un gas (CNTP) CNTP: temperatura = 0 °C y presión = 1 atm (atmósfera) El Volumen molar de un gas, es el volumen ocupado por el mol de moléculas de un gas cualquiera en estas condiciones. Se verifica experimentalmente que su valor es prácticamente el mismo para cualquier gas y se sitúa en torno de los 22,4 litros. Esa constancia en el volumen molar de un gas, se explica por el hecho de que los tamaños de las moléculas gaseosas sean despreciables cuando son comparados con el espacio vacío que hay entre ellas.
Así, si un globo de gas fuese llenado con 2 gr. de gas hidrógeno (masa de 1 mol de moléculas de H2) y sometido a presión externa de 1 atm y a una temperatura de 0°C, adquirirá el volumen de 22,432 litros. Substituyendo el gas hidrógeno por 28 gr. de gas nitrógeno (masa de 1 mol de moléculas de N2), el volumen será de 22,403 litros y así en el resto de los casos estudiados. Entonces: 1mol de gas 6,02 x 1023 moléculas 22,4 litros (CNTP) Ley de Avogadro Volúmenes iguales de dos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión poseen el mismo número de moléculas. Esa ley fue el origen del concepto de molécula está implícita en el concepto de volumen molar (CNTP), pues 22,4 litros de cualquier gas poseen 6,02 x 1023 moléculas. Fórmula empírica (o mínima) Una fórmula empírica contra las relaciones relativas de átomos diferentes en un compuesto (proporción). Así, el H2O es compuesto de dos átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Igualmente, 1.0 mol de H2O es compuesto por 2.0 moles de hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno. Si sabemos las cantidades molares de cada elemento de un compuesto, entonces podremos determinar la fórmula empírica. Ejemplo: el mercurio forma un compuesto con el cloro que es 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en masa. ¿Cuál sería entonces su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra contiene 73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos de cloro. ¿Cuántos moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el Mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 mol Para o Cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol ¿Cuál es la relación molar entre los dos elementos? (0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0 Así es entonces, que tenemos dos veces más moles (esto en átomos) de Cl que de Hg. La fórmula empírica sería así: HgCl2 Recuerde siempre colocar siempre primero el catión y por último el anión en la fórmulación.
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