natalia benites 10-3

1. LABORATORIO DE GASES
NATALIA BENITES RODRIGUEZ
DOCENTE: DIANA FERNANDA JARAMILLO CÁRDENAS
10-3
I.E EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
QUIMICA
IBAGUE
2017

2. INTRODUCCIÓN
Este es un trabajo en el cual vamos a estudiar el comportamiento de los
gases y cómo la ciencia ha tratado de encontrar una explicación para este
comportamiento. Encontraremos información sobre los gases ideales y
sus estados mediante una serie de pantallazos proporcionados por la
página http://www.educaplus.org/gases/estagregacion.html
La química busca siempre entender y explicar las diferentes reacciones y
fenómenos químicos ocurridos bajo determinadas condiciones. El
conocimiento de esas diferentes condiciones y su efecto sobre la reacción
o fenómeno conllevan a ver los diferentes resultados que se pueden
obtener.
Así, condiciones como la presión, la temperatura, el volumen que se
ocupa y el número de moles o moléculas de la sustancia, influyen los unos
en el resultado de los otros. Esto aplicado a los gases, fue lo que llevó a
científicos como Jacques Charles, Robert Boyle, Edme Mariotte, Amedeo
Avogadro o Gay Lussac a plantear leyes universales usadas para la
determinación de cada una de las condiciones mencionadas. Veremos a
continuación, la definición de las diferentes leyes enunciadas por ellos,
los casos en los cuales se aplican y la variabilidad en los resultados de
acuerdo con los datos planteados.

3. OBJETIVOS
• Mediante los ejemplos saber cómo se comportan los gases en cada
uno de sus estados.
• Comprender los conceptos de las leyes de Boyle, Charles, combinada
de gases y Avogadro.
• Realizar una correcta aplicación de las leyes enunciadas para la
solución de ejercicios.
• Mejorar y aumentar nuestros conocimientos sobre la aplicación de las
leyes de los gases.
• Identificar las escalas o medidas en que se puede presentar la
temperatura, el volumen y el peso de las sustancias.
• Practicar lo aprendido en el aula de clases.
• Aprender los procesos de conversión entre diferentes unidades de
una misma medida.

4. MARCO TEÓRICO
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
ESTADO SOLIDO
En este estado los átomos o moléculas ocupan
posiciones fijas aunque se encuentran vibrando
en esas posiciones con una capacidad de
movimiento limitada.
ESTADO LÍQUIDO
En este estado la fuerza que atrae las moléculas y las
mantiene unidas es mucho menor que en el estado
solido. Por lo tanto, tienen una capacidad de
movimiento mayor, pero se encuentra limitada por
factores externos como el recipiente que los
contiene o los elementos que los rodea.

5. ESTADO GASEOSO
En este estado, las moléculas se encuentran muy
separadas unas de otras, y tienen mayor libertad
de movimiento y expandirse en el espacio.
CONDICIONES FÍSICAS

6. TEMPERATURA
Es una medida de la energía cinética de los átomos y moléculas de
determinado elemento. Se relaciona con la velocidad, por lo tanto, la
temperatura depende de la velocidad de movimiento de las moléculas
provocada por factores internos o externos.
La temperatura puede ser medida en 3 escalas: Celsius °C, Kelvin °K y
Fahrenheit °F.
PRESION
Es una magnitud física escalar que mide la fuerza en dirección
perpendicular por unidad de superficie. Es la relación entre estas dos
determinadas así: 𝑃 = 𝐹 / S

7. Otra unidad muy utilizada para medir la presión,
aunque no pertenece al Sistema Internacional, es 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.
VOLUMEN
El volumen es el espacio que ocupa un sistema.
Recuerda que los gases ocupan todo el volumen
disponible del recipiente en el que se
encuentran. Decir que el volumen de un
recipiente que contiene un gas ha cambiado es
equivalente a decir que ha cambiado el volumen
del gas.
Las unidades de volumen más usadas son:
litros (L), mililitros (mL) y centímetros
cúbicos (cc o 𝑐𝑚3 ).

8. CANTIDAD DE GAS
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:
La balanza es un instrumento que sirve para medir la masa de una
sustancia o cuerpo, usando como medio de comparación la ‘fuerza’ de
gravedad.

9. Es una palanca de primer grado de brazos iguales que, mediante el
establecimiento de una situación de equilibrio entre los pesos de dos
cuerpos, permite comparar masas.
LEYES
LEY DE CHARLES
Jack Charles estudió la relación entre el volumen
y la temperatura de una muestra de gas a presión
constante, concluyendo que el volumen sería
directamente proporcional a su temperatura
absoluta.
El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:
● Si la temperatura aumenta, el volumen del gas
aumenta.
● Si la temperatura del gas disminuye, el volumen
disminuye.
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. La cantidad de
gas se mide en moles. La ley se cumple al analizar que, si el

10. volumen del gas aumenta, evidentemente habrá un mayor
número de moléculas que antes.
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.
LEY DE BOYLE
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662 y por Edme Mariotte, sólo
que este último no publicó sus
conclusiones sino hasta 1676.
Enuncia que a una temperatura
constante el volumen de un gas seco
varía en forma inversamente
proporcional a la presión que se
someta.
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas
tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan
menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la
presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del
gas contra las paredes.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
● Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
● Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

11. LEY DE GAY-LUSSAC
Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen
es constante.
Fue enunciada por Joseph Louis
GayLussac 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.
● Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
LEY COMBINADA DE LOS GASES
Es una combinación de la ley de Boyle y la ley de
Charles, y expresa que el volumen de una
muestra dada de gas es inversamente
proporcional a su temperatura absoluta.

12. LEY DE LOS GASES IDEALES O ECUACION DE ESTADO
La ley de Boyle, la ley de Charles y el principio de Avogadro, son todas
afirmaciones de proporcionalidad que describen los gases ideales. Si se
combinan estas tres proporciones se obtiene una expresión general que
relaciona las cuatro variables: volumen, temperatura, presión y número
de moles. Agrupando estas proporciones se obtiene que:
LEY GENERALIZADA DE LOS GASES
Explica que al variar las condiciones de
temperatura, presión y volumen de un
gas, el número de moles no cambiará.
Por lo tanto, al plantear la ecuación de
los gases ideales en ambos casos, se
verá que n.R será igual en ambas condiciones.
TEORIA CINETICO-MOLECULAR
Postula lo siguiente:
1. Los gases están constituidos por partículas que se mueven en
línea recta y al azar.
Según la teoría cinético-molecular
los átomos o moléculas que
componen cualquier gas pueden
ser considerados como partículas.
Así, la TCM considera que un gas está constituido por una gran

13. cantidad de partículas que se mueven aleatoriamente y con
trayectorias rectilíneas.
2. Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre sí o
contra las partículas del recipiente.
Este movimiento rectilíneo solamente se ve
alterado cuando se producen choques elásticos
entre las propias partículas o entre éstas y las
paredes del recipiente. La Teoría Cinética considera
que estos choques tienen una duración
despreciable, es decir, son instantáneos. Si consideramos el conjunto
de partículas, la distancia media que recorren sin chocar recibe el
nombre de recorrido libre medio
3. El volumen de las partículas se considera despreciable
comparado con el volumen del gas.
Debido al movimiento constante de sus partículas,
los gases ocupan todo el volumen disponible del
recipiente. El tercer postulado de la teoría cinético-
molecular dice que el volumen del conjunto de
partículas de un gas se considera despreciable en
comparación con el volumen ocupado por el propio
gas.
4. Entre las partículas no existen fuerzas atractivas o repulsivas.
Como hemos visto en el segundo postulado, los choques entre las
partículas son elásticos y esto quiere decir que la energía cinética

14. media de las partículas no se altera como consecuencia de los
choques. En la figura (b) se representa un conjunto de partículas
entre las que existen fuerzas de
atracción y de repulsión. El tipo
choque que se da entre ellas se
llama inelástico y la energía
cinética media ya no
permanece constante tras ellos.
Según la teoría cinético-
molecular los gases se comportan como en la figura (a)
5. La Ec media de las partículas es proporcional a la temperatura
absoluta del gas.
Ec=k⋅T
La presión según la TCM
La presión es proporcional al número de moléculas por unidad de
volumen y a la energía cinética traslacional promedio de la molécula.

15. Debido a que en un gas el número de moléculas es del orden de 1023, la
cantidad de movimiento transferida a la pared es constante y uniforme
en todos los puntos en situación de equilibrio térmico. En otras palabras,
la presión en un gas es la misma en todos los puntos del recipiente
cuando existe equilibrio térmico.
LA TEMPERATURA SEGÚN LA TCM
Vamos a partir de la ecuación que hemos obtenido para la presión:
P=23(NV)(12mv2¯)P=23(NV)(12mv2¯)
Es posible comprender mejor el significado de la temperatura si
escribimos la ecuación anterior como: PV=23N(12mv2¯)PV=23N(12mv2¯)
Comparándola con la ecuación de estado de un gas ideal:
PV=NkBTPV=NkBT
De aquí encontramos que
T=23kB(12mv2¯)T=23kB(12mv2¯)
Podemos despejar la energía cinética molecular como:
12mv2¯=32kBT12mv2¯=32kBT
Puesto que v2x¯=13v2¯vx2¯=13v2¯, se concluye que
12mv2x¯=12kBT12mvx2¯=12kBT
El siguiente teorema, llamado el teorema de la equipartición de la
energía, establece que:
La energía de un sistema en equilibrio térmico se divide por igual entre
todos los grados de libertad.
La energía cinética traslacional de N moléculas es simplemente N veces
la energía promedio por molécula, entonces:
Ec=N(12mv2¯)=32kBT=32nRTEc=N(12mv2¯)=32kBT=32nRT

16. SOLUCION DE EJERCICIOS
LEY DE CHARLES

17. LEY DE LOS GASES IDEALES

18. LEY DE AVOGADRO
𝑉1= ¿ ? 𝑛1= 0,842 𝑚𝑜𝑙 𝑉2= 2120 𝑚𝐿 𝑛2= 0,5 𝑚𝑜𝑙
𝑉1 / 𝑛1 = 𝑉2 /𝑛2
𝑉1 . 𝑛2 = 𝑉2 .𝑛1 → 𝑉1= 𝑉2 . 𝑛1 / 𝑛2 → 𝑉1= 2120 𝑚𝐿 . 0,842 𝑚𝑜𝑙 / 0,5
𝑚𝑜𝑙
Conversión
2120𝑚𝐿 𝑥 1𝐿 / 1000 𝑚𝐿 = 2,12 L
𝑉1= 2,12 𝐿 . 0,842 𝑚𝑜𝑙 / 0,5 𝑚𝑜𝑙 = 3,57 L

19. 𝑉1 =¿ ? 𝑛1 = 0,59 𝑚𝑜𝑙 𝑉2 = 1480 𝑚𝐿 = 1,48 𝐿 𝑛2 = 0,1 𝑚𝑜𝑙
𝑉1 / 𝑛1 = 𝑉2 / 𝑛2
𝑉1 . 𝑛2 = 𝑉2 .𝑛1 → 𝑉1= 𝑉2 . 𝑛1 / 𝑛2 → 𝑉1= 1,48 𝐿 . 0,59 𝑚𝑜𝑙 / 0,1 𝑚𝑜𝑙
= 3,83 L

20. WEBGRAFÍA
https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Charles
http://www.unipamplona.edu.co/unipamplona/portalIG/home_15/recu
rsos/01_gene ral/09062014/n_icontec.pdf
http://www.educaplus.org/gases/ejer_gas_ideal.html
https://www.google.com.co/search?q=BOYLE&source=lnms&tbm=isch
&sa=X&ved
=0ahUKEwiLy_iFjs7WAhUSySYKHcEqBJAQ_AUICigB&biw=1366&bih=662
#imgrc =NAyr8cv6GWJMZM:
https://www.google.com.co/search?q=jacques+charles&source=lnms&t
bm=isch&s
a=X&ved=0ahUKEwjJ4NCRk87WAhXE0iYKHWcsCwkQ_AUICigB&biw=13
66&bih =662 http://www.quimicas.net/2015/07/ley-de-avogadro-delos-
gases.html