QUIMICA 11-1 EXAPRESS: octubre 2016

LABORATORIO DE GASES

LEYES DE LOS GASES

En este blog hablaremos lo importante que es conocer las leyes de los gases, aprenderemos a realizar ejercicios ejemplo: ley de charles, ley de boyle esto lo lograremos con tutoriales de youtube, diferentes conceptos y practica.

Todo en el universo está formado por materia La materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

Para entender los diferentes estados en los que la materia existe, es necesario entender algo llamado teoría molecular cinética de la Materia. La Teoría Molecular cinética tiene muchas partes, pero aquí introduciremos sólo algunas. Uno de los conceptos básicos de la teoría argumenta que los átomos y moléculas poseen una energía de movimiento, que percibimos como temperatura. En otras palabras, los átomos y moléculas están en movimiento constante y medimos la energía de estos movimientos como la temperatura de una sustancia.

Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en diferente dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida

El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes , las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos.

En este capítulo nos dedicaremos a estudiar este comportamiento de los gases para encontrar una explicación al mismo.

Antes de entrar de lleno en el estudio de las leyes que ocupan el compartimento de las leyes , veamos cómo influyen en este los eventos físicos que los alteran y que son: temperatura, presión y volumen , además de la cantidad de que se trate.

OBJETIVOS

Este blog tiene como objetivo principal aprender y conocer las leyes de los gases y realizar ejercicios y explorar los diferentes laboratorios

1. Explicar las propiedades de los gases ideales y las leyes que rigen su comportamiento.

2. Deducir la ley combinada de los gases

3. Explicar la idea del mol.

4. Aprender nuevos conceptos de química

5. Aprender a desarrollar diferentes ejercicios de leyes de los gases

MARCO TEÓRICO

GASES

El gas es el estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio, es decir, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece en estado gaseoso. mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras.

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a la que se mueven sus moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

A temperatura y presión los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.

Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos , estado gaseoso o fase gaseosa.

Características de los gases

1. Los gases no tienen ni forma no volumen propios.

2. son fácilmente comprensibles

3. Forman con otros gases mezclas homogéneas.

4 Ocupan una fracción mínima del volumen del recipiente que los contiene.

¿Qué propiedades tienen los gases?

En los gases, las fuerzas de atracción son casi inexistentes, por lo que las partículas están muy separadas unas de otras y se mueven rápidamente y en cualquier dirección, trasladándose incluso a largas distancias.

Esto hace que los gases tengan las siguientes propiedades:

1.1- No tienen forma propia: No tienen forma propia, pues se adaptan al recipiente que los contiene.

1.2- Se dilatan y contraen: como los sólidos y líquidos.

1.3- Fluidez :Es la propiedad que tiene un gas para ocupar todo el espacio debido a que, prácticamente, no posee fuerzas de unión entre las moléculas que lo conforman.Por ejemplo Cuando hay un gas encerrado en un recipiente, como un globo, basta una pequeña abertura para que el gas pueda salir.

LEYES DE LOS GASES

Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables constantes.

ESTADOS DE AGREGACIÓN

Los estados de agregación, sólido, líquido y gaseoso, dependen fundamentalmente de las condiciones de presión y temperatura a las que esté sometida la materia.

Estado Liquido

En el estado liquido la fuerza de cohesión que mantiene unidas a las moléculas es mucho menor.

En un líquido las moléculas tienen una cierta capacidad de movimiento que, en gran medida, está limitada por las otras moléculas que tienen alrededor.

Estado gaseoso

En un gas las moléculas se encuentran muy lejanas unas de otras y se mueven en todas direcciones con libertad absoluta.

TEMPERATURA

Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.

Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin(K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras.

¿Cómo se calibra un termómetro?

	Punto de fusión del agua: La fase líquida se encuentra en equilibrio con la fase sólida y la temperatura permanece constante. Los valores otorgados a este punto en cada escala son: Celsius: 0 Kelvin: 273.15 Fahrenheit: 32

	Punto de ebullición del agua: La fase líquida se encuentra en equilibrio con la fase gaseosa y la temperatura permanece constante. Los valores otorgados a este punto en cada escala son: Celsius: 100 Kelvin: 373.15 Fahrenheit: 212

Presión = 1 atm	P.F. del agua	P.E. del agua	Divisiones
Escala Celsius	0	100	100
Escala Kelvin	273.15	373.15	100
Escala Fahrenheit	32	212	180

Relación entre las escalas

T(K) = T(°C) + 273.15

T(°F) = T(°C)·1.8 + 32

La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol. Con el siguiente simulador puedes calcular las masas molares de algunas sustancias puras como el hidrógeno, el metano, el cloro y el yodo.

LEY DE BOYLE

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. El volumen es inversamente proporcional a la presión: Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

$P_{1}={\text{Presión inicial}}\,$

$P_{2}={\text{Presión final}}\,$

$V_{1}={\text{Volumen inicial}}\,$

$V_{2}={\text{Volumen final}}\,$

V es el volumen.

T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin).

k₂ es la constante de proporcionalidad.

\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}

Validez de la ley

Mientras se está produciendo un cambio de estado la temperatura permanece constante y por ello consideramos los cambios de estado del agua (a 1 atm) como puntos de referencia.

En el intervalo de temperatura comprendido entre los puntos de fusión y ebullición, el agua permanece líquida. Este intervalo se divide en 100 partes en las escalas Celsius y Kelvin, mientras que en la escala Fahrenheit se divide en 180 partes.

PRESIÓN

La presión es una magnitud física que mide la proyección de la fuerza en dirección perpendicular por unidad de superficie, y sirve para caracterizar cómo se aplica una determinada fuerza resultante sobre una línea. En el Sistema Internacional de Unidades la presión se mide en una unidad derivada que se denomina pascal (Pa) que es equivalente a una fuerza total de un newton (N) actuando uniformemente en un metro cuadrado (m²). En el Sistema Inglés la presión se mide en libra por pulgada cuadrada que es equivalente a una fuerza total de una libra actuando en una pulgada cuadrada.

VOLUMEN

El volumen es una magnitud métrica de tipo escalar definida como la extensión en tres dimensiones de una región del espacio. Es una magnitud derivada de la longitud, ya que se halla multiplicando la longitud, el ancho y la altura. Matemáticamente el volumen es definible no sólo en cualquier espacio euclídeo, sino también en otro tipo de espacios métricos que incluyen por ejemplo a las variedades de Riemann.

Desde un punto de vista físico, los cuerpos materiales ocupan un volumen por el hecho de ser extensos, fenómeno que se debe al principio de exclusión de Pauli. La noción de volumen es más complicada que la de superficie y en su uso formal puede dar lugar a la llamada paradoja de Banach-Tarski.

La unidad de medida de volumen en el Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico. Para medir la capacidad se utiliza el litro. Por razones históricas, existen unidades separadas para ambas, sin embargo están relacionadas por la equivalencia entre el litro y el decímetro cúbico:

1 dm³ = 1 litro = 0,001 m³ = 1000 cm³.

CANTIDAD DE GAS

La ley dice que:

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante.

o en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

Matemáticamente se puede expresar así:

$PV=k\,$

donde

k\,

es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante

k\,

para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

$P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,$

Para entender mejor esta ley veremos el siguiente tutorial

LEY DE CHARLES

La ley de Charles es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética debido al movimiento de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

La ley fue publicada primero por Gay-Lussac en 1803, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702.

Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente proporcionales en la llamada segunda ley de Gay-Lussac.

Volumen sobre temperatura: Constante (K -en referencia a si mismo)

${\frac {V}{T}}=k_{2}$

o también:

$V=k_{2}T\qquad$

donde:

Además puede expresarse como:

${\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}$

donde:

V_{1}\,

= Volumen inicial

T_1\,

= Temperatura inicial

V_{2}\,

= Volumen final

T_2\,

= Temperatura final

Despejando T₁ se obtiene:

$T_{1}={\frac {V_{1}\cdot T_{2}}{V_{2}}}$

Despejando T₂ se obtiene:

$T_{2}={\frac {V_{2}\cdot T_{1}}{V_{1}}}$

Despejando V₁ es igual a:

$V_{1}={\frac {V_{2}\cdot T_{1}}{T_{2}}}$

Despejando V₂ se obtiene:

$V_{2}={\frac {V_{1}\cdot T_{2}}{T_{1}}}$

Un buen experimento para demostrar esta ley es el de calentar una lata con un poco de agua, al hervir el agua se sumerge en agua fría y su volumen cambia.

GASES IDEALES

En primer lugar empezamos diciendo que un gas ideal será aquel en el que las moléculas que lo forman tienen volumen cero y los choques entre ellas son perfectamente elásticos.

Los gases ideales no existen aunque podemos considerar que los gases de masa molecular no muy alta a presiones no muy bajas y a temperaturas no excesivamente bajas se comportan como gases ideales.

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética).

En 1648, el químico Jan Baptista van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. o en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce. Matemáticamente se puede expresar así:

PV=k\,

donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante k para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}\,

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, aparentemente de manera independiente por August Krönig en 1856¹ y Rudolf Clausius en 1857.² La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de constantes de gases específicas descritas por Dmitri Mendeleev en 1874.

En este siglo, los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834 como una combinación de la ley de Boyle y la ley de Charles.

LEY DE GAY-LUSSAC

Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura, las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante.

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión

\scriptstyle P_1

y a una temperatura

\scriptstyle T_1

al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor

\scriptstyle T_2

, entonces la presión cambiará a

\scriptstyle P_2

, y se cumplirá:

donde:

P_1\,

= Presión inicial

T_1\,

= Temperatura inicial

P_2\,

= Presión final

T_2\,

= Temperatura final

Que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Esta ley, al igual que la ley de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Es decir, las temperaturas han de expresarse en kelvin.

Estrictamente la ley de Gay-Lussac es válida para gases ideales y en los gases reales se cumple con un gran grado de exactitud sólo en condiciones de presión y temperaturas moderadas y bajas densidades del gas. A altas presiones la ley necesita corregirse con términos específicos según la naturaleza del gas. Por ejemplo para un gas que satisface la ecuación de Van der Waals la ley de Gay-Lussac debería escribirse como:

\frac{P-P_0}{T} = \text{constante}

El término

\scriptstyle P_0

es una constante que dependerá de la cantidad de gas en el recipiente y de su densidad, y para densidades relativamente bajas será pequeño frente a

\scriptstyle P

, pero no para presiones grandes.
Para entender mejor el tema veremos el siguiente tutorial

LEY DE AVOGADRO

La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que:En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos.Y sugirió la hipótesis:Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.Por partículas se entiende aquí moléculas (O₂, CO₂, NH₃, N₂, etc.) o átomos (He, Ar, Ne, etc.).

Para entender mas el tema podremos ver tutoriales de la ley de avogadro

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 los 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 vuelve a su valor original.

Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:

\frac{V}{n} = k

(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 un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá: