Trabajo de lo aprendido en clase sobre las diferentes leyes de gases, gracias a esto podemos concluir que la materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

1. LABORATORIO DE GASES
LAURA DANIELA RODRIGUEZ RINCON
10°01
EXALUMNAS DE LA
PRESENTACIÓN
LABORATORIO DE GASES

2. Estudiante:
Laura Daniela Rodriguez Rincon
Docente a entregar:
Diana Jaramillo
Grado:
10°01
Exalumnas de la
presentación
Ibagué, 2017
INTRODUCCIÓN:

3. En el presente trabajo les mostrare como aprendimos por medio de un link de
laboratorio de gases cómo manejar las fórmulas que son importante porque nos
dicen que la masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por la
presión y la temperatura de dicho gas, además estudiaremos los
comportamientos de una determinada masa de gas. En primer lugar se mostrarán
unos conceptos para así poder llegar a lograr para entender este dicho tema.
objetivos:
★ entender las propiedades de los gases ideales y
las diferentes leyes que consta de estas.
★ aplicar las propiedades de los gases en dichos
problemas.
★ identificar las magnitudes relacionadas con los
gases, así como reconoceremos las unidades de
medición.
★ conocer las teorías cinéticas.
CONCEPTOS

4. 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.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Para cualquier sustancia o mezcla, modificando sus condiciones de temperatura
o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados
de agregación de la materia.
SÓLIDOS
Los sólidos son calificados generalmente como duros y resistentes, y en ellos
las fuerzas de atracción son mayores que las de repulsión. La presencia de

5. pequeños espacios intermoleculares caracteriza a los sólidos dando paso a la
intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma
geométrica.
LÍQUIDOS
Si se incrementa la temperatura el sólido va "descomponiéndose" hasta
desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido.
Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del
recipiente que lo contiene.
GASES
Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los
átomos o moléculas del gas se encuentran prácticamente libres, de modo que
son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos.

6. TEMPERATURA
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.
¿COMO SE CALIBRA UN TERMÓMETRO?
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.
Hay varias escalas para medir la
temperatura; las más utilizadas
son las escalas
Celsius (ºC)
Kelvin (K)
Fahrenheit (ºF)
En este trabajo sólo utilizaremos
las dos primeras.

7. 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.
Recuerda:
En los cálculos que vamos
a realizar en este trabajo
SIEMPRE habrá que
expresar la temperatura
en kelvin.

8. PRESION
La presión de un gas se origina por el choque de sus moléculas con las paredes
del recipiente que lo contiene. Cuanto más moléculas choquen mayor será la
presión y cuanto más rápido se muevan
En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la
superficie sobre la que se aplica:
P=FS
Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la
de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión
es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)
1Pa=1Nm2
el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al
peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está
relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un
barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era
equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura. En
este caso la fuerza se corresponde con el peso (m⋅ gm⋅ g) de la columna de
mercurio por lo que
P=m⋅ gSP=m⋅ gS
Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad por el volumen
(m=d⋅ Vm=d⋅ V), si sustituimos será:
P=d⋅ V⋅ gSP=d⋅ V⋅ gS
y dado que el volumen es el producto de la superficie de la base por la altura
(V=S⋅ hV=S⋅ h), tenemos:
P=d⋅ S⋅ h⋅ gSP=d⋅ S⋅ h⋅ gS

9. y simplificando tenemos:
P=d⋅ g⋅ h
que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del
campo gravitatorio y la altura de la columna.
Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos
que:
P=d⋅ g⋅ h=13600kgm3⋅ 9,8Nkg⋅ 0,76m≊ 101300Nm2=101300Pa
Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de
choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del
recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques
por unidad de tiempo es mayor.
En este trabajo usaremos la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio
(mmHg):
1atm=760mmHg

10. VOLUMEN
El volumen es la medida del espacio que ocupa un cuerpo. Su unidad de medida S.I. es el
metro cúbico (m3), sin embargo, a menudo se usa el litro (L)
La temperatura influye sobre el volumen de los sólidos, líquidos y gases.
■ Si esta aumenta, los sólidos y los líquidos se dilatan ligeramente
■ Si disminuye, los sólidos y líquidos se contraen
En los gases, la influencia de la temperatura es muy importante, como ya se vio en el
tema de propiedades de los gases.
1L = 1000 mL
Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el
cm3 son unidades equivalentes.
CANTIDAD DE GAS

11. 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.
Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:
1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas
1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos
¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!!
La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de
dicha sustancia:
Con el siguiente simulador puedes calcular las masas molares de algunas
sustancias puras como el hidrógeno, el metano, el cloro y el yodo. La medida es
correcta cuando se enciende el testigo rojo.
BALANZA MONOPLATO
Las balanzas monoplato son instrumentos de pesaje de funcionamiento no
automático que utilizan la acción de la gravedad para determinación de la masa.

12. LEYES
LEY DE LOS GASES IDEALES
EL GAS:Un gas es una sustancia cuyo volumen es igual al volumen del recipiente
que lo contiene
los gases se expanden hasta ocupar todo el volumen del
recipiente que lo contiene, pero ese efecto no es único.un
gas deberá estar formado por un gran número de moléculas
las moléculas se mueven en todas direcciones y el tamaño de la molécula debe
ser despreciable, comparado con la distancia entre ellas.
1.- Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.
2.- Está formado por un gran número de moléculas.
3.- Estas moléculas se mueven individualmente al azar en todas direcciones.
4.- La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
EL GAS IDEAL
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las principales variables de
un gas en base a las experiencias de laboratorio realizadas. En los gases
ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la
temperatura (T).
Para definir un patrón de gas que sirva para establecer reglas de
comportamiento se crea el concepto de gas ideal, este gas ideal
cumple las condiciones siguientes:
1.- Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.
2.- Está formado por moléculas.
3.- Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones a
distancias considerablemente mayores que el tamaño de la molécula.
4.- La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.

13. 5.- Los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay
pérdidas de energía).
6.- Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero).
LEY DE AVOGADRO
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.

14. ● A presión y temperatura constantes, una misma cantidad de partículas de un
elemento tienen el mismo volumen
● El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de
gas (n)
● Es independiente del elemento químico que forme el gas
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
LEY DE BOYLE
Fue formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases
ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas
mantenida a temperatura constante.

15. Donde es constante si la temperatura y la masa del gas
permanecen constantes.
Ley de Boyle
LEY DE CHARLES
En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la
temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se
aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen disminuye.
FÓRMULA DE LA LEY DE CHARLES
La ley dice que
el volumen es
inversamente
proporcional a
la presión
P1:PRESIÓN INICIAL
P2:PRESIÓN FINAL
V1:VOLUMEN INICIAL
V2:VOLUMEN FINAL

16. ¿POR QUÉ OCURRE ESTO?
Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más
rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto
quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es
decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del
recipiente y aumentará el volumen.
LEY DE GAY
En 1802 Gay-Lussac descubrió que a volumen constante, la presión del gas es
directamente proporcional a su temperatura (en grados Kelvin): P = k · T (k es
una constante).
La Ley de Gay-Lussac es una ley de los gases que relaciona la presión y
la temperatura a volumen constante…
Si la temperatura aumenta, el
volumen del gas aumenta.
Si la temperatura del gas
disminuye, el volumen
disminuye.

17. P1/T1 = P2/T2
● Si la temperatura aumenta la presión aumenta
● Si la temperatura disminuye la presión disminuye
¿POR QUÉ OCURRE ESTO?
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por
tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la
presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.
TEORÍA
TEORÍA CINÉTICA
La teoría cinética de los gases explica las características y propiedades de la
materia en general, y establece que el calor y el movimiento están relacionados,
que las partículas de toda materia están en movimiento hasta cierto punto y
que el calor es una señal de este movimiento.

19. LA PRESIÓN SEGÚN LA TCM
El simulador de arriba cuenta el número de choques contra una de las paredes del cubo
y el tiempo transcurrido. La cantidad de choques por segundo, o frecuencia, se va
calculando dividiendo la cantidad de choques entre el tiempo transcurrido.
En cada choque se aplicará una fuerza sobre la pared que dependerá de la masa y de la
velocidad de la molécula y la relación entre esta fuerza y la superficie de la pared nos
daría la presión. La presión está relacionada con la frecuencia de estos choques ya que
de ella dependerá la cantidad total de fuerza que se aplique sobre las paredes en cada
unidad de tiempo.

20. TEMPERATURA SEGÚN TCM
La energía de un sistema en equilibrio térmico se divide por igual entre todos
los grados de
libertad.
TABLA DE VALORES
DE LA VELOCIDAD
CUADRÁTICA
MEDIA PARA
ALGUNOS GASES…

21. ¡LABORATORIO!
LEY DE BOYLE:
V1/V2 = P1/P2
V1.P1 = P2.V2
1.
P1 : 7.877
V1 : ? mL
P2 : 1274 atm
V2 : 1108 mL
V1= 12.74 atm X 1108 mL / 7.877 atm = 1.792 mL
2.
P1 : 1440 mmHg
V1 : 6.636 L
P2 : ? mmHg
V2 : 4.131 L
P2= 6.636 l X 1140 mmHg /4.131 L = 1.831 mmHg

22. 3.
P1 : 2050 mmHg
V2 : ? mL
P2 : 2411 mmHg
V2 : 1227 mL
V1 = 2411 mmHg X 1227 mL / 2050 mmHg = 1.443 mL
4.
P1 : 3.967 atm
V1 : 3.886 L
P2 : 3.97 atm
V2 : ? L
V2 = 3.886 L X 3.957 atm / 3.97 atm = 3.87 L
5.

23. P1 : 2395 mmHg
V1 : 2838 mL
P2 : mmHg
V2 : 6408 mL
P2 = 2838 mL X 2395 mmHg / 6408 mL = 1.060 mmHg
6.
P1 : 2865 mmHg
V1 : 2.704 L
P2 : ? mmHg
V2 : 9.918 L
P2 = 2704 L X 2865 mmHg / 9.918 L = 781.10 mmHg
7.

24. P1 : 1597 mmHg
V1 : ? L
P2 : 392 mmHg
V2 : 6.054 L
V1 = 392 mmHg X 6.054 L / 1597 mmHg = 1.48 L
8.
P1 : ? atm
V1 : 4183 mL
P2 : 10.724 atm
V2 : 1714 mL
P1 = 10.724 atm X 1714 mL / 4183 mL = 4.39 atm
9.

25. P1 : 1.204 atm
V1 : 9.3 L
P2 : 1.868 atm
V2 : ? L
V2 = 9.3 L X 1.204 atm / 1.868 atm = 5.99 L
10.
P1 : 5721 mmHg
V1 : 1.059
P2 : ? mmHg
V2 : 1.039 L
P2 = 1.069 L X 5.721 mmHg / 1.039 L = 5.88 mmHg
11.
V1= 4.0 L
P1= 600 mmHg
V2= ?
P2= 800 mmHg V2 = 4.01 L X 600 mmHg / 800 mmHg = 3 L
LEY DE CHARLES
V1 / T1 = V2 / T2

26. V1 . T2 = V2 . T1
1.
T1 : 77.9 K
V1 : 3.33 L
T2 : ? K
V2 : 5.58 L
T2 = 5.58 L X 77.9 K / 3.33 L = 130.53 K
2.
T1 = 200 °C + 273 = 473 K
V1 : ? L
T2 : 447.3 K
V2 : 2.25 L
V1 = 2.25 L X 473 K / 447.3 K = 2.37 L
3.

27. T1 : 684 °C + 273 = 957 K
V1 : ? mL
T2 : 549 K
V2 : 2030 mL
V1 = 2030 mL X 957 K / 549 K = 3,53 mL
4.
T1 : 174 °C
V1 : 1.38 L
T2 : 559 °C
V2 : ? L
V2 = 138 L X 559 °C / 174 °C = 443.34 L
5.

28. T2 = 66.9 K X 143 L / 3.68 L = 2.59 K
6.
T1 : 15 °C + 27 = 288 K
V1 : 2200 mL
T2 : ? K
V2 : 3910 mL
T2 = 288 K X 3910 mL / 2200 mL = 511.85 K
7.

29. T1 : 793.2 K
V1 : ? mL
T2 : 185 °C = 458 K
V2 : 1670 mL
V1 = 1670 mL X 793.2 K / 458 K = 2.89 mL
8.
T1 : ? °C
V1 : 4380 mL
t2 : -76 °C
V2 : 1260 mL
T1 = -76 °C X 4380 mL / 1260 mL = -264.19 °C
9.

30. V1 : 1.85 L
T1 : 765.5 K
V2 : 6.83 L
T2 : ?
T2 = 6.83 L X 765.5 K / 1.85 L = 2.82 K
10.
V1 : 4060 mL
T1 : 15.9 K
V2 : ? mL
T2 : -257 °C + 273 K = 16 K
V2 = 4060 mL X 16 K /15.9 K = 4,08 mL
LEY DE GAY - LUSSAC
P1 / T1 = P2 / T2

31. P1 . T2 = T1 . P2
1.
T1 : 499 °C + 273 K = 772 K
P1 : 1908 mmHg
T2 : ? K
P2 : 4089 mmHg
T2 = 772 K X 4089 mmHg / 1908 mmHg = 1,65 K
2.
T1 : 110.6 K
P1 : ? atm
T2 : -171 °C + 273 K = 102 K
P2 : 2.62 atm
P1 = 110.6 K X 2.62 atm / 102 K = 2.84 atm
3.

32. T1 : 924.3 K
P1 : 4241 mmHg . 1 atm / 760 mmHg = 5.58 atm
T2 : ? K
P2 : 2.13 atm
T2 = 924.3 K X 2.13 atm / 5.58 atm = 352. 82 K
4.
T1 : 986 K
P1 : 4.86 atm
T2 : 1257 °C + 273 K = 1.53 K
P2 : ? atm
P2 = 4.85 atm X 1.53 K / 986 K = 7.52 atm
5.

33. T1 : ? ° C
P1 : 889 mmHg . 1 atm / 760 mmHg = 1.16 atm
T2 : 411 °C + 273 K = 684 K
P2 : 3.68 atm
T1 = 1.16 atm X 684 K / 3.68 atm = 215.60 °C + 273 =
488.6 K
6.
T1 : -260 °C + 273 = 13 K
P1 : 1.15 atm
T2 : 21 K
P2 : ? atm
P2 = 1.15 atm X 21 K / 13 K = 1.85 atm