Ensayo Paes competencia matematicas 2 Preuniversitario
Leyes de los gases ideales
1.
2. Los gases ideales o perfectos están formados por partículas de
tamaño cero y sin interacción alguna entre ellas.
Pueden ser considerados como ideales los gases que contienen
partículas con dimensiones despreciables frente a la distancia media
que las separa, y con una interacción entre ellas muy pequeña. Para
ellos los gases han de encontrarse en condiciones alejadas a las
de condensación.
3. Ley de Avogadro
En determinadas condiciones de presión y temperatura,
el volumen que ocupa un gas es directamente
proporcional al número de moles del mismo:
V = K n
4.
5. El conde Amadeo
Avogadro (1776 -
1856)
Físico italiano. Fue
profesor de Física en la
universidad de Turín.
6. Ley de Boyle y Mariotte
A temperatura constante, la presión que ejerce una
determinada cantidad de gas es inversamente proporcional
al volumen que ocupa:
P = k / V
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 : P1 V1 = P2 V2
7. Ley de Boyle con un globo, agua y una botella de plástico
8.
9. Robert Boyle (1627-1691)
Científico irlandés. Llegó a ser
director de la Compañía de las
Indias Occidentales y fundó el
Colegio Invisible, que acabó
convirtiéndose en la Royal
Society de Londres, dedicada
al estudio de la naturaleza.
10. Edme Mariotte (1630-1684)
Abad francés, fue miembro
de la Académie de Sciences
de París y uno de los
pioneros en la medida de la
presión atmosférica y en
hacer previsiones
meteorológicas a partir de
ella. En 1676 publicó la
confirmación experimental
de la ley de Boyle.
11. Ley de Charles
A presión constante, el volumen ocupado por una determinada
cantidad de gas es directamente proporcional a su
temperatura absoluta: V = k T
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 :
V1 = V2
T1 T2
15. A volumen constante, la presión ejercida por una
determinada cantidad de gas es directamente proporcional
a su temperatura absoluta: P = k T
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2 :
P1 = P2
T1 T2
18. Jacques Alexandre César
Charles (1746 - 1823)
Perfeccionó los globos
aerostáticos de los hermanos
Montgolfier llenándolos de
hidrógeno en lugar de usar aire
caliente. Descubrió la ley de
variación de la presión de los
gases a volumen constante, pero
no llegó a publicar su ley. Sí que
lo hizo en 1802, otro francés
también aficionado a la
aerostática, Louis Joseph Gay-
Lussac (1778-1850).
19. Jacques Alexandre César Charles creó un globo inflado con hidrógeno, gas
descubierto por Henry Cavendish en 1766, que se obtenía al mezclar ácido
sulfúrico con limaduras de hierro y que era muy inflamable, lo que hacía
bastante peligroso el artefacto.
El 27 de agosto de 1783, en París, el globo de Charles permaneció en el aire
durante 45 minutos, aterrizando a una distancia de 25 kilómetros, donde unos
aldeanos que creyeron que se trataba de un ingenio del diablo lo destruyeron.
20. El 1 de diciembre de 1783 se congregó en torno al jardín de las
Tullerías una de las mayores aglomeraciones humanas de la historia de
París; según algunas fuentes, la multitud allí reunida llegó a 400.000
personas. Todos querían asistir a un espectáculo que nadie habría
imaginado pocos años antes: el de dos hombres que se disponían a
elevarse hasta los cielos a bordo de un enorme globo de hidrógeno.
Desde hacía días, en la ciudad no se hablaba de otra cosa y la prensa se
había hecho amplio eco del acontecimiento. La simple vista del globo
antes de su despegue causaba asombro. De color rosa y amarillo, medía
más de nueve metros de altura y estaba envuelto completamente por
una red de malla cuadrada. En el extremo inferior se había colocado
una barquilla de mimbre donde irían los «pilotos»: el profesor Jacques
Charles y su ayudante Nicolas-Louis Robert.
21.
22. Recreación del primer vuelo aerostático tripulado.
El vuelo se realizó con un globo de aire caliente,
invento de los hermanos Joseph y Jacques Montgolfier
(15 de octubre de 1783)
23. Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850)
Químico y físico francés conocido por sus
estudios sobre las propiedades físicas de
los gases. Fue, desde 1808 hasta 1832,
profesor de física en la Sorbona.
En 1804 realizó una ascensión en globo
para estudiar el magnetismo terrestre y
observar la composición y temperatura
del aire a diferentes altitudes.
En 1809 Gay-Lussac trabajó en la
preparación del potasio y el boro e
investigó las propiedades del cloro y del
ácido cianhídrico. En 1831 fue elegido
miembro de la Cámara de los Diputados y
en 1839 del Senado.
24. Combinando las tres ecuaciones anteriores podemos obtener la
ecuación general de los gases perfectos: P V = cte
T
Si el gas pasa de un estado 1 a un estado 2:
Ecuación general de los gases perfectos
25. Puesto que el valor de la constante es independiente de las condiciones de
presión y temperatura del gas, podemos calcularlo para 1 mol de gas en
condiciones normales (0ºC y 1 atm). Para ello tendremos en cuenta que en
dichas condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. A dicha constante se
le llama constante de los gases perfectos y su valor es :
R = PoVo = 1 atm 22,4 L .mol -1
= 0,082 atm L mol-1 K-1
= 8,31 J mol-1 K-1
To 273,15 K
Ecuación de estado de los gases ideales
26. Si en lugar de un mol consideramos n moles, el volumen (en unas
condiciones dadas) y por tanto la constante es n veces mayor, con lo cual
la ecuación general puede ser rescrita de la forma:
p V = n R T
27. Ley de Dalton (1801)
La presión total de una mezcla de
gases es igual a la suma de las
presiones parciales de los gases
constituyentes:
P total = p1 + p2 +……..+ pn
Se entiende como presión parcial
de un gas en una mezcla la que
éste ejercería si ocupara, él solo, el
volumen que ocupa toda la mezcla
a la misma temperatura.
Presión parcial de un gas
28.
29. Presiones parciales y fracciones molares
Supongamos una mezcla formada por n1 moles de un gas y n2 moles de otro, de
forma que la mezcla ocupa un volumen total V.
El primer gas ejercerá una presión parcial p1 = n1 R T
V
El segundo ejercerá una presión parcial p2 = n2 R T
V
La presión total de gas será, según la ley de Dalton:
ptotal = p1 + p2 = (n1 + n2) R T = n R T
V V
Vemos por tanto que p1 = n1 pt = X1 pt y p2 = n2 pt = X2 pt
n n
siendo X1 y X2 las fracciones molares de cada gas.
30. La toería cinético - molecular de los gases
Esta teoría, desarrollada a finales del siglo XlX, se basa en los siguientes
postulados:
• Los gases están constituidos por partículas que ocupan un volumen muy
pequeño en relación al volumen del recipiente. Las partículas están por tanto
muy separadas entre sí por lo que las fuerzas de atracción entre ellas son
muy débiles.
• Las partículas están en continuo movimiento caótico, chocando entre sí y
contra las paredes del recipiente que contiene el gas y ejerciendo presión
sobre él.
• La Ec media de las partículas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del gas.
31. Esta teoría justifica el comportamiento de los
gases ideales
Si, manteniendo la temperatura constante, comprimimos el gas, de manera
que su volumen disminuye, las partículas tienen menos espacio para
moverse, las colisiones se hacen más frecuentes y la presión del gas
aumenta.
Si la temperatura de un gas permanece constante, la presión
aumenta al disminuir el volumen y viceversa.
32. Si manteniendo la presión externa constante, aumentamos la temperatura
del gas, las partículas se mueven más rápidamente y golpean el émbolo
desplazándolo. Se produce así un aumento del volumen del gas.
Si la presión de un gas permanece constante, su volumen
aumenta al elevarse la temperatura.
33. Si, manteniendo constante el volumen del recipiente, calentamos el
gas, la velocidad de las partículas aumenta, las colisiones contra las
paredes se hacen más frecuentes y fuertes y se eleva la presión del
gas, presión que puede medirse mediante un manómetro conectado
al recipiente.
Si el volumen de un gas permanece constante, la
presión se incrementa al aumentar la temperatura y
viceversa.
