LEY DE DALTON - conservacion

TEMA 5 LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
Cuando Se tiene una mezcla de gases, como en el aire, la presión total del gas se
relación con las presiones parciales, es decir las presiones de cada uno de los
componentes de la mezcla.
En 1801 John Dalton formuló una Ley, que actualmente se conoce como la Ley de
Dalton de las Presiones Parciales, esta Ley establece que: la presión total de una
mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si
estuviera solo.
Considera que tenemos dos gases A y B. La presión ejercida por los gases será:
ηA RT
V
PA =
PB =
ηB RT
V
La Presión total será:
PT = PA + PB
Es decir:
PT =
ηA RT
V
+
ηB RT
V
Si tomamos el factor común:
RT
(ηA + ηB)
V
PT =
Si le llamamos η al número total de moles de los gases presentes, en nuestro caso:
η = ηA + ηB
Por lo tanto la ecuación final será:
PT =
ηRT
V
Así, para una mezcla de gases, la PT solo depende del número de moles de gas
presente, no de la naturaleza de las moléculas del gas.
De forma general la presión total de una mezcla de gases está dada por la
siguiente ecuación:
PT = P1 + P2 + P3 + …
Donde 1, 2, y 3 corresponden a los diferentes componentes de la mezcla de gases.
En nuestro ejemplo, para determinar la presión parcial del componente A tenemos:
PA
=
PT
ηA RT/V
(ηA + ηB) RT/V
Simplificando:
ηA
PA
=
(ηA + ηB)
PT
A la relación entre el número de moles de uno de los componentes, este caso A,
con respecto al número total de moles de todos los componentes de la mezcla se le
conoce como fracción molar (X)
Así que la ecuación se reduce a: PA / PT = XA ; de forma general, la presión parcial
de cada componente en la mezcla de gases se determina con la siguiente
ecuación:
Pi = Xi PT
Nota: La presión parcial de un gas no se puede determinar con un manómetro,
este solo mide la presión total de la mezcla de gases, con un espectrómetro de
masas se puede determinar la fracción molar de los gases presente, es decir, la
concentración porcentual de cada gas.
TEMA 6 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR D ELOS GASES
En el siglo XIX varios científicos, entre los que destacan Ludwing Boltzman y James
Maxwell encontraron que las propiedades físicas de los gases se explican en
términos del movimiento de las moléculas individuales.
Estos descubrimientos llevaron a numerosas generalizaciones acerca del
comportamiento de los gases. Estas generalizaciones se conocen como la Teoría
cinética molecular de los gases. Dicha teoría se centra en las siguientes
afirmaciones:
o Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias
mayores a las de sus propias dimensiones: las moléculas pueden
considerarse como “puntos”, es decir, poseen masa pero tienen un volumen
despreciable.
o Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección
aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las
moléculas son completamente elásticas, es decir, la energía se transfiere de
una molécula a otra, por lo que esta energía siempre permanece inalterada
(constante).
o Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de
repulsión.
o La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la
temperatura absoluta del gas.
PROBLEMAS ADICIONALES DE ESTEQUIOMETRÍA, COPIARLOS EN EL
PORTAFOLIO, PUEDEN IMPRIMIRLOS, RECORTAR Y PEGAR (UNO POR PÁGINA)
1.- Calcule la masa, en gramos, de HCl que se forma cuando 5.6 ℓ de
Hidrógeno molecular, medido a TPE, reacciona con un exceso de
cloro molecular gaseoso.
2.- ¿Qué masa de Cloruro de Amonio sólido se formó cuando se
mezclaron 73 g de amoniaco con una masa igual de ácido
clorhídrico? ¿Cuál es el volumen del gas remanente, medido a
14ºC y 752 mmHg? ¿De qué gas se trata?
3.- Al disolverse 3 g de una muestra de carbonato de calcio en
cloruro de hidrógeno se forman 0.656 ℓde Dióxido de Carbono
(medido a 20 ºC y 729 mmHg). Calcule el Porcentaje en masa de
carbonato de calcio presente en la muestra. Plantee las
suposiciones.