LEY DE LOS GASES

Leyes de los gases

Ley de los gases Ideales
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T).
La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de
volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante:

P₁. V₁ = P₂ . V₂

La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas......., a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

V1/T1 = V2/T2

La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema:

P1/T1 = P2/T2

La temperatura se mide en kelvin (273 ºK = 0ºC) ya que no se puede dividir por cero.

Ley universal de los gases

De las tres leyes anteriores se deduce

P1/T1 =P2/T2; V1/T1 = V2/T2; P1.V1=P2.V2 -----

POR TANTO

P₁.V₁.T₂ = P₂.V₂.T₁

Ley de los Gases Generalizada

En base a la hipótesis de Avogadro puede considerarse una generalización de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es cierto debido a que las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. Se relaciona entonces, proporcionalmente, el número de moles (n), el volumen, la presión y la temperatura:P.V ~ n T. Para establecer una igualdad debemos añadir una constante (R) quedando:

P.V = n . R . T

El valor de R se calcula a partir del volumen molar en CNPT:

R = PV/nT = 1 atm. 22,4 L/1 mol. 273 K = 0.08205 atm.L/mol.K

fomulas para soluciones

COMO SE MIEDE EN QUIMICA

ECUACUACIONES QUIMICAS

H2+ O2 <--> H20	2 H2+ O2 <--> 2 H20
N2 +  H2  <-->   NH3	N2 + 3 H2  <-->  2 NH3
H2O + Na  <--> Na(OH) + H2	2 H2O + 2 Na  <--> 2 Na(OH) + H2
KClO3 <--> KCl + O2	2 KClO3 <--> 2 KCl + 3 O2
BaO2 + HCl <--> BaCl2 + H2O2	BaO2 + 2 HCl <--> BaCl2 + H2O2
H2SO4 + NaCl <-->  Na2SO4 + HCl	H2SO4 + NaCl <-->  Na2SO4 + HCl
FeS2 <-->  Fe3S4 + S2	3 FeS2 <-->  Fe3S4 + S2
H2SO4 + C  <-->  H20 + SO2 + CO2	2 H2SO4 + C  <--> 2 H20 + 2 SO2 + CO2
SO2 + O2 <-->  SO3	2 SO2 + O2 <-->  2 SO3
NaCl  <--> Na + Cl2	2 NaCl  <-->  2 Na + Cl2
HCl + MnO2 <-->  MnCl2 + H20 + Cl2	4 HCl + MnO2 <-->  MnCl2 + 2 H20 + Cl2
K2CO3 + C <-->  CO + K	K2CO3 + 2 C <-->  3 CO + 2 K
Ag2SO4 + NaCl <-->  Na2SO4 + AgCl	Ag2SO4 + 2 NaCl <-->  Na2SO4 + 2 AgCl
NaNO3 + KCl <-->  NaCl + KNO3	NaNO3 + KCl <--> NaCl + KNO3
Fe2O3 + CO <-->  CO2 + Fe	Fe2O3 + 3 CO <-->  3 CO2 + 2 Fe
Na2CO3 + H2O  + CO2 <-->  NaHCO3	Na2CO3 + H2O  + CO2 <-->  2 NaHCO3
FeS2 + O2 <--> Fe2O3 + SO2	4 FeS2 + 11 O2 <-->  2 Fe2O3 + 8 SO2
Cr2O3 + Al <-->  Al2O3 + Cr	Cr2O3 + 2 Al <-->  Al2O3 + 2 Cr
Ag + HNO3 <-->  NO + H2O + AgNO3	3 Ag + 4 HNO3 <--> NO + 2 H2O + 3 AgNO3
CuFeS2 + O2 <-->  SO2 + CuO + FeO	CuFeS2 + 3 O2 <-->  2 SO2 + CuO + FeO

NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS

 COMPUESTOS ORGANICOS E INORGANICOS

 

Organicos:

1- Pueden extraerse de materias primas que se encuentran en la naturaleza, de orígen animal o vegetal, o por síntesis orgánica. El petróleo, el gas natural y el carbón son las fuentes más importantes.

 de carbono

Inorganicos

Se encuentran libres en la naturaleza en forma de sales, óxidos.

composicion; todos los elementos de la tabla periodica

enlace: Iónico formado por iones y metálico formado por átomos.

no volatiles, hidrosolubles, no solubles en solventes organicos

puntos de fusion y ebullicion altos

soluciones

Soluciones. 

Las soluciones o disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. Se dice que es una mezcla homogénea por que sus propiedades y composición son uniformes. El componente que se encuentra en mayor proporción se denomina disolvente o solvente y el de menor proporción soluto. El soluto se halla disuelto en el disolvente. Si hay mucho soluto disuelto se puede hablar de una solución concentrada. Si el soluto esta en muy baja concentración se habla de una solución diluida.

Ejemplos de soluciones comunes:

Agua de mar: Sal (y otros) en agua
Gaseosa: Dióxido de carbono, azúcar y otros, disueltos en agua
Moneda: Cobre (Cu) y Níquel (Ni) (las soluciones sólidas se denominan aleaciones)

• PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN	DISOLVENTE	SOLUTO	EJEMPLOS
Gaseosa	Gas	Gas	Aire
Liquida	Liquido	Liquido	Alcohol en agua
Liquida	Liquido	Gas	O2 en H2O
Liquida	Liquido	Sólido	NaCl en H2O

http://www.youtube.com/watch?v=sYjbi-KZRaA