Propiedades Del Estado Gaseoso 1v6t6d

PROPIEDADES DEL ESTADO GASEOSO

Profesor: César Luna

La química

 Es la ciencia que describe la materia, sus propiedades

físicas y químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichos procesos.

La Fisicoquímica  “Es una ciencia que usa las leyes y experimentos de la

física para explicar que ocurre en una mezcla de sustancias durante una operación química”

Estados de Agregación de la Materia Diferencia entre masa y peso

Estados de Agregación de la Materia

Sólido

Líquido

Gas

Estados de Agregación de la Materia

Estados de Agregación de la Materia

Energía

Gas

Líquido Sólido

Temperatura

Estados de Agregación de la Materia Característica

Sólido

Líquido

Gas

Volumen

Definido

Definido

Indefinido

Forma

Definida

Indefinida

Indefinida

Compresibilidad

Prácticamente Incompresible

Prácticamente Incompresible

Fácilmente Compresible

Atracción intermolecular

Fuerte

Moderada

Despreciable o Prácticamente Inexistente

Estado Gaseoso  Es un estado de agregación de la materia en el que las

moléculas se mueven a grandes velocidades en forma completamente desordenada y poseen fuerzas de atracción muy pequeñas o casi nulas entre sí.

Características de los Gases  No tienen forma ni volumen definido.  Muestran densidades muy bajas.  Pueden comprimirse a volúmenes menores; es decir, su

densidad puede aumentar al aplicar mayor presión.  Sus moléculas, debido a su rápido y vigoroso movimiento,

siguen trayectorias al azar, chocando, con gran frecuencia, unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene y, como consecuencia ejercen una presión sobre éstas, a su vez, se requiere cierta presión para confinarlas.

Características de los Gases  Se expanden sin límite, de modo que las muestras

gaseosas ocupan en su totalidad y de manera uniforme el volumen de cualquier recipiente.  Difunden entre sí, de manera que al colocar muestras de

gases en un mismo recipiente, se mezclan en su totalidad. Por el contrario, los distintos gases de una muestra no se separan al dejarlos reposar.  Sus propiedades y cantidades se describen en términos

de temperatura, presión, volumen que ocupan y número de moléculas presentes.

Importancia del estudio del Estado Gaseoso en el campo farmacéutico  Uso de gases como propelentes.  Formulación de medicamentos.  Cromatografía de gases.  Diversos fenómenos asociados.

TIPOS DE GASES

GASES IDEALES

GASES REALES

Gases Ideales 

De acuerdo con la teoría cinética molecular, el volumen ocupado por las moléculas de un gas es despreciable en comparación con el volumen total ocupado por el gas.



Las fuerzas de atracción entre las moléculas son despreciables o inexistentes.



Las colisiones son perfectamente elásticas.



Obedecen a las leyes de los gases ideales: Ley de Boyle – Mariotte, Ley de Charles y Gay-Lussac, la Ley de Amonton y la Ley Combinada de los Gases.

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle – Mariotte (Relación entre presión y volumen)

“A temperatura constante, el volumen V que ocupa una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión aplicada P” V  V

=

k

1 P

1 P

(n, T constantes) PV = k (constante)

Leyes de los Gases Ideales  V se refiere al VOLUMEN = Espacio ocupado por una sustancia.

Según el SI (Sistema Internacional de Unidades) la unidad oficial del volumen es el m3 . 1 m3 = 1000 dm3 1 dm3 = 1000 cm3 = 1 L 1 cm3 = 1 mL  P se refiere a PRESIÓN se define como la fuerza por unidad de

área.

Un N/m2 es la unidad estándar de presión en unidades del SI. Recibe el nombre de pascal (Pa).

Leyes de los Gases Ideales Otras unidades de Presión son:  1 atmósfera (atm) = 760 mmHg = 760 torr = 101325 Pa

 k se refiere a la CONSTANTE DE BOYLE que es una

constante de proporcionalidad que depende de la Temperatura, de la masa, de la naturaleza del gas y de las unidades en que se exprese la Presión y el Volumen.

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle - Mariotte

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle – Mariotte

Presión P

Isotermas

Temperaturas constante

Volumen V

Leyes de los Gases Ideales  Para 2 condiciones de Volumen y Presión para un mismo

gas la Ley de Boyle – Mariotte se expresa de la manera siguiente:

P1V1 = k

;

P2V2 = k

P1V1 = P2V2

Podemos expresar esta relación como:

V1 V2

=

P2 P1

Leyes de los Gases Ideales Ley de Boyle – Mariotte Ejercicio Si un gas tiene un volumen de 350 mL a 740 torr, ¿Cuál sería su volumen a 900 mmHg si la temperatura permanece constante?

Respuesta: 287,77 mL

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac (Relación entre Temperatura y Volumen) “A presión constante, el volumen que ocupa una masa dada de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta”

V  T

V=kT

(n, P constantes)

o

V T

=

k

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac  V se refiere al Volumen descrito con anterioridad.  T se refiere a Temperatura. Es una condición que

determina la transferencia de calor o energía térmica de un cuerpo a otro cuerpo.  Las unidades de temperatura empleadas comúnmente en

estudios científicos son los grados celsius (ºC) y la unidad del SI kelvin (K) de la escala absoluta de temperatura. La equivalencia entre ambos es: K = º C + 273,15

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac  k es una constante de proporcionalidad que depende de la

Presión, de la masa, de la naturaleza del gas y de las unidades en que se exprese la Temperatura y el Volumen.

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac

Temperatura en kelvin

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac  Para 2 condiciones de Volumen y Temperatura de un gas la

Ley de Charles y Gay - Lussac se expresa: V1 T1

=

O sea,

V1T2 = V2T1

V2 T2

=

k

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac Las investigaciones de Charles y Gay – Lussac dieron paso a que se definiera una nueva escala de temperatura llamada escala Kelvin de temperatura.

K = º C + 273,15

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac

“cero absoluto” - 273,15

0

ºC

0

273,15

K

Leyes de los Gases Ideales Ley de Charles y Gay – Lussac

Temperatura en kelvin

Leyes de los Gases Ideales Ley de Amonton (Relación entre Presión y Temperatura) “Para una masa dada de gas a volumen constante la presión es directamente proporcional a la temperatura”

P  T

(n, V constantes)

P T

=

k

Leyes de los Gases Ideales Ley de Amonton  Para dos condiciones de Presión y Temperatura de un

mismo gas: P1 T1

P2 T2

=

=

o P1T2 = P2T1

k

Leyes de los Gases Ideales Ley Combinada de los Gases Se obtiene la relación completa entre P, V y T de un gas Boyle-Mariotte V 

V 

T P

Charles - Gay Lussac

1 P

VT

+ V

=

kT P

PV

=

kT

k: Constante que depende de la masa del gas, de las unidades en las que se exprese dicha masa y las unidades en que se exprese la presión, el volumen y la temperatura e independiente de la naturaleza del gas.

Leyes de los Gases Ideales Ley Combinada de los Gases PV = kT

k = nR Sustituyendo k, obtenemos

PV = nRT Ecuación de Estado o General de un Gas Ideal

Leyes de los Gases Ideales Ecuación General de un Gas Ideal PV = nRT n = número de moles de gas. 1 mol es la masa de una sustancia numéricamente igual a su masa molecular.

n = m / M. Donde: se refiere a la masa, su unidad en el SI es el kilogramo (Kg) y en el sistema métrico es el gramo (g) y M se refiere al peso molecular de la sustancia su unidad es g / mol.

Leyes de los Gases Ideales Ecuación General de un Gas Ideal R:

Es la constante universal de los gases. Sólo depende de las unidades en la cual se exprese la presión, el volumen y la temperatura. Es igual para todos los gases.

Leyes de los Gases Ideales  Unidades de expresión de R R = 0,082 atm L / K mol = 82,05 atm mL / K mol R = 62,36 L torr / K mol R también puede expresarse en unidades de trabajo o energía, por lo tanto: R = 1,987 cal / K mol = 8,314 J / K mol 1 caloría (cal) = 4,184 julio (J) 1 julio (J) = 107 erg R = 8,314 x 107 erg / mol K

Leyes de los Gases Ideales Ley Combinada de los Gases Para dos condiciones de un mismo gas la ecuación combinada de las leyes de los gases se expresa:

P1V1 T1

=

P2V2 T2

=

k

Por ejemplo: Una muestra de 50 mL de un gas ejerce una presión de 450 torr a 35 ºC. ¿Cuál es su volumen a 760 mmHg a 0 ºC? R: 26,25 mL

Leyes de los Gases Ideales  Cálculo del Peso Molecular y Densidad de los Gases

a partir de la Ecuación General. Sabemos que:

n=m/M

Sustituyendo

PV

=

ρ

nRT

M

=

=

PV

ρRT P

=

m RT M

=

o

ρ

M

=

= MP RT

m RT V P

=

Presión y Temperatura Normal o Estándar Las condiciones estándar de temperatura y presión (PTN o PTE) son, por acuerdo internacional 0 ºC (273,15 K) y una atm (760 mmHg), respectivamente.

Leyes de los Gases Ideales Ley de Avogadro (Relación entre cantidad y volumen) “Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión, contienen igual cantidad de moléculas”

V n

(P, T constantes)

V = k.n

Leyes de los Gases Ideales Ley de Avogadro 1 mol de cualquier gas en condiciones estándar de temperatura y presión (0 ºC y 1 atm) ocupa un volumen de 22,414 L y contiene 6,02 x 1023 partículas, moléculas o iones (número de Avogadro) 1 mol = 6,02x1023 moléculas P = 1 atm T = 0 ºC V= 22,414 L

Argón

1 mol = 6,02x1023 moléculas P = 1 atm T = 0 ºC V= 22,414 L

Nitrógeno

GASES REALES

Gases Reales 

El volumen ocupado por las moléculas del gas es finito, apreciable en relación con el volumen total ocupado por el gas.



Como consecuencia de la característica anterior, la atracción intermolecular es significativa.



No cumplen con las leyes de los gases ideales.



Cumplen con la ecuación de Van der Waals.

Gases Reales PV = nRT

Gas Ideal

Presión ideal Volumen susceptible de sufrir cambios Gas Real : PV ≠ n RT

Ecuación de Van der Waals

(

2a n P + V2

)

(V - nb)

=

nRT

Gases Reales  Para gases ideales P ideal

 Para gases reales

P ideal

= P observada > P observada

 Para gases ideales V ideal = VSusceptible de sufrir cambios  Para gases reales VSusceptible < Vobservado de sufrir cambios

Pideal

P observada

=

(

2a n P + V2

2a n + V2

)

(V - nb)

y

Videal

=

nRT

=

( V – nb)

Gases Reales Factor de Compresibilidad (z) T constante

z

= PV RT

GAS IDEAL

Para gases ideales Para gases reales

z = 1 z ≠ 1

Características de Gases Ideales y Reales Gases Ideales

Gases Reales

 El





 

  

volumen ocupado por las moléculas del gas es despreciable. Atracción intermolecular inexistente o prácticamente inexistente. Cumplen con las Leyes de los Gases Ideales. Cumplen con los postulados de la Teoría Cinética Molecular. Factor de compresibilidad = 1





El volumen ocupado por las moléculas del gas es apreciable. Atracción intermolecular significativa. Cumplen con la ecuación de Van der Waals. Sólo cumplen las leyes de los gases ideales a bajas presiones y elevadas temperaturas. Factor de compresibilidad ≠ 1

MEZCLA DE GASES

Mezcla de Gases Ley de Dalton (Suma de las presiones parciales) “La presión total que ejerce una mezcla de gases, a temperatura constante y en un volumen definido, es la suma de las presiones parciales de los gases que la componen”

Mezcla de gases

A

B

PT = PA + PB

Mezcla de Gases Ley de Dalton Presión Parcial: es la misma que ejercería cada componente si estuviera solo en el mismo volumen y a la misma temperatura que la mezcla.

PT = PA + PB

Mezcla de Gases Ley de Dalton  Si cada uno de los gases obedece la ecuación del gas ideal,

entonces, podemos escribir que: PA = nA RT / VMezcla PB = nB RT / VMezcla Ptotal = ntotalRT / VMezcla

Ecuación (1) Ecuación (2) Ecuación (3)

ntotal = nA + nB

Mezcla de Gases Ley de Dalton  Dividiendo las ecuaciones (1) y (2) entre la ecuación (3)

obtenemos: PA = nA RT / VMezcla Ptotal = ntotalRT / VMezcla PA Ptotal

=

y

nA ntotal

Si denominamos:

PB = nB RT / VMezcla Ptotal = ntotal RT / VMezcla

y

nA ntotal

=

XA

PB Ptotal y

nB ntotal

= =

nB ntotal XB

Mezcla de Gases Ley de Dalton XA y XB se denominan “fracciones molares” Por lo tanto, sustituyendo:

PA Ptotal

=

XA

y

Despejando presión parcial, tenemos que: PA = XA Ptotal

y

PB = XB Ptotal

PB Ptotal

= XB

Mezcla de Gases Ley de Dalton Ejercicio En un recipiente de 500 mL se recoge O2 sobre agua a una presión total de 760 mmHg. La temperatura del sistema es de 25 ºC, a esta temperatura el agua tiene una presión de vapor de 23,8 mmHg ¿Cuál es la presión parcial del O2 expresada en atm y cuántos moles de oxígeno hay en el tubo? R:

PO2 = 0,97 atm

n O2 = 0,02 moles

Mezcla de Gases Ley de Amagat (suma de los volúmenes parciales) “En toda mezcla gaseosa, el volumen total puede considerarse igual a la suma de los volúmenes parciales de sus componentes a la presión total de la mezcla y a la misma temperatura”

Mezcla

+

A

de gases

B

VT = VA + VB

Mezcla de Gases Ley de Amagat Volumen Parcial: Es el volumen que ocuparía cada gas si estuviese sólo a la presión total de la mezcla y a la misma temperatura.

VT = VA + VB

Mezcla de Gases Ley de Amagat Si cada uno de los gases obedece la ecuación del gas ideal, entonces, podemos escribir que:

VA = nA RT / Ptotal VB = nB RT / Ptotal Vtotal = ntotal RT / Ptotal

ntotal = nA + nB

Ecuación (1) Ecuación (2) Ecuación (3)

Mezcla de Gases Ley de Amagat Dividiendo las ecuaciones (1) y (2) entre la ecuación (3) obtenemos: VA = nA RT / Ptotal Vtotal = ntotal RT / Ptotal VA nA Vtotal = ntotal

Si denominamos:

y

VB = nB RT / Ptotal Vtotal = ntotal RT / Ptotal

y

VB nB Vtotal = ntotal

nA XA = ntotal

nB ntotal

=

XB

Mezcla de Gases Ley de Amagat XA y XB

se denominan “fracciones molares”

Por lo tanto, sustituyendo:

VA Vtotal

=

XA

y

VB Vtotal

Despejando volumen parcial, tenemos que:

VA = XAVtotal

y

VB = XBVtotal

=

XB

Mezcla de Gases Ley de Amagat Ejercicio: En un recipiente se recogió 79% v/v de N2 y 21 % v/v de O2 , la presión total ejercida por ambos gases es de 1 atm. Calcule la presión parcial de cada uno de los gases. R:

P O2 = 0,21 atm

P N2 = 0,79 atm

Capacidad Calorífica Definición Es la cantidad de calor que se requiere para aumentar en un grado la temperatura de una cantidad definida de masa de una sustancia.

21 º 20 º

m de sustancia

calor

Capacidad Calorífica CALOR ESPECÍFICO Se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de la unidad de masa (1g) de una sustancia en 1 ºC. El calor específico se puede expresar como: Q = m . c . T

Q: calor absorbido. c: calor específico cuando la masa es de 1g y el incremento de T es 1ºC. m: masa de la sustancia. T: cambio de temperatura.

Capacidad Calorífica CAPACIDAD CALORÍFICA MOLAR: Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 mol de sustancia en 1 ºC. Por lo tanto, es igual al calor específico multiplicado por la masa molecular de la sustancia. Existen dos tipos de capacidad calorífica molar, que dependen de si la sustancia se calienta a volumen constante y a presión constante.

Capacidad Calorífica  La capacidad calorífica molar de una sustancia a volumen

constante, Cv, es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de 1 mol de sustancia 1º a un volumen constante y a una temperatura dada. Ec = 3/2 R T

E = 3/2 R (T2 - T1) Cv

R = 1,987cal / K mol

1º

Para gases ideales

Cv = 3/2 R

Cv = 2.98 ~ 3cal / K mol

Capacidad Calorífica  La capacidad calorífica molar de una sustancia a presión

constante, , es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un mol de sustancia 1º a presión constante y a temperatura dada. = Cv + W

W=R

= Cv + R

R = 1,987cal / K mol Cv = 2,98 cal / K mol

Para gases ideales

= 4,97 ~ 5 cal/ K mol

Capacidad Calorífica Capacidades caloríficas molares de gases (cal / K mol)

Cv



Argón

5

3.01

1.66

Helio

4.99

3

1.66

Hidrógeno

6.83

4.84

1.41

Oxígeno

6.96

4.97

1.40

Dióxido de Carbono

8.75

6.71

1.30

Gas

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol Es un sistema disperso heterogéneo de fase interna líquida o sólida y fase externa gaseosa (licuado o comprimido), que por ser heterogéneo tiende a la inestabilidad y a la separación de fases.

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol

Propulsor o Propelente: - Gas Licuado. - Gas Comprimido.

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol Gas Licuado: Es aquel que a presión atmosférica y temperatura ambiente se presenta en forma gaseosa, pero que se licua con facilidad al aumentar la presión del recipiente que lo contiene.

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol Gas Licuado

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol Hidrocarburos Halogenados

CloroFluoroCarbonados (CFC) HidroCloroFluoroCarbonados (HCFC) HidroFluoroCarbonados (HFC)

Hidrocarburos

Butano Isobutano Propano

Gases Licuados

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol Gas Comprimido

Es un gas generalmente insoluble en preparado líquido contenido en el envase aerosol, de tal manera que, a medida que avanza el número de descargas, se produce una caída en la presión en el interior del envase.

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aerosol

Dióxido de Carbono

Gases Comprimidos

Oxido de Etileno Nitrógeno

Aplicación Farmacéutica de los Gases Aplicaciones de los Aerosoles Farmacéuticos

a) Sistemas para istración tópica (piel y mucosas) b) Sistemas para inhalación

Aplicación Farmacéutica de los Gases Ventajas de Aerosoles Farmacéuticos  Rapidez en el inicio de la acción terapéutica.

 Eliminación del efecto del primer paso hepático.  Eliminación de la degradación a nivel gástrico.  Posibilidad de ajuste de la dosis a las necesidades de cada

paciente.  Posibilidad de utilizar esta vía como alternativa si el paciente recibe otro medicamento con el que pueda producirse interacciones.

Aplicación Farmacéutica de los Gases La Respiración

Aplicación Farmacéutica de los Gases Formulación de Medicamentos

Propiedades del Estado Gaseoso