en este trabajo encontraras información esencial sobre los gases un tema muy relevante de la química.

1. Laboratorio de gases
Paula Andrea Fonseca Londoño
Diana Fernanda Jaramillo
10°1
Institución Educativa Exalumnas de la Presentación
Ibagué - Tolima
2017

2. Tabla de contenido
 Introducción……………………………………………………..……1
 Objetivos……………………………………………………………...2
 Marco teórico…………………………………………………….......3
 Contenido……………………………………………………………..4
 Ejercicios pantallazos………………………………………………..5
 Solución de ejercicios………………………………………………..6
 Conclusión…………………………………………………………….7
 Agradecimiento……………………………………………………….8

3. Introducción
Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el
que las sustancias no tienen forma ni volumen propio,
adoptando el de los recipientes que las contienen. Las
moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas
por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y
muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:
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 que se
mueven las 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.

4. Justificación
En este blog encontraras información muy valiosa e importante
que ayudara a entender temas complejos y completos de la
química, específicamente en este fragmento conocerás un
poco más de las leyes de la química algo muy interesante que
son los gases y todo lo que lo rodea, espero ser de mucha
ayuda.
Objetivos
 Dar a conocer información acerca de los gases y sus
leyes.
 Aprender todo acerca de los gases por medio de la página
web dada por la docente.
 Desarrollar los ejercicios encontrados en la página web
según las orientaciones dadas en clase.
 Tener en cuenta las normas y las propiedades de los
gases.

5. Marco teórico
Estados de la materia
La materia se presenta en tres estados o formas de
agregación: sólido, líquido y gaseoso.
Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre,
sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en
los tres estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto.
Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales
se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en
estado gaseoso:
Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se
caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.
Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La
variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy
específicas son características de los líquidos.
Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy
característica la gran variación de volumen que experimentan
al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

7. La temperatura
La Temperatura es una propiedad de la materia que está
relacionada con la sensación de calor o frío que se siente en
contacto con ella. Cuando tocamos un cuerpo que está a
menos temperatura que el nuestro sentimos una sensación de
frío, y al revés de calor. Sin embargo, aunque tengan una
estrecha relación, no debemos confundir la temperatura con el
calor.
Cuando dos cuerpos, que se encuentran a distinta
temperatura, se ponen en contacto, se produce una
transferencia de energía, en forma de calor, desde el cuerpo
caliente al frío, esto ocurre hasta que las temperaturas de
ambos cuerpos se igualan. En este sentido, la temperatura es
un indicador de la dirección que toma la energía en su tránsito
de unos cuerpos a otros.
La medida
El instrumento utilizado habitualmente para medir la
temperatura es el termómetro. Los termómetros de líquido
encerrado en vidrio son los más populares; se basan en la
propiedad que tiene el mercurio, y otras sustancias (alcohol
coloreado, etc.), de dilatarse cuando aumenta la temperatura.
El líquido se aloja en una burbuja -bulbo- conectada a un
capilar (tubo muy fino). Cuando la temperatura aumenta, el
líquido se expande por el capilar, así, pequeñas variaciones de
su volumen resultan claramente visibles.
Escalas
Actualmente se utilizan tres escalas para medir al temperatura,
la escala Celsius es la que todos estamos acostumbrados a

8. usar, la Fahrenheit se usa en los países anglosajones y la
escala Kelvin de uso científico.
Nombre Símbolo Temperaturas de referencia Equivalencia
Escala
Celsius
ºC
Puntos de congelación (0ºC) y
ebullición del agua (100ºC)
Escala
Fahrenheit
ºF
Punto de congelación de una
mezcla anticongelante de
agua y sal y temperatura del
cuerpo humano.
ºF = 1,8 ºC
+ 32
Escala
Kelvin
K
Cero absoluto (temperatura
más baja posible) y punto
triple del agua.
K = ºC +
273

10. La presión
La presión (símbolo p)12 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 (pound per square inch o
psi) que es equivalente a una fuerza total de una libra actuando
en una pulgada cuadrada.

13. 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.

16. La ley de boyle
La Ley de Boyle es una ley de los gases que relaciona la
presión y el volumen de una determinada cantidad de gas, sin
variación de temperatura, es decir, a temperatura constante.
También se la conoce como Ley de Boyle-Mariotte porque
fue formulada independientemente por el físico y químico
anglo-irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico
francés Edme Mariotte (1676).
Explicación de la ley de Boyle
En 1662 Robert Boyle, descubrió que la presión aplicada a un
gas es inversamente proporcional a su volumen a
temperatura y numero de moles (cantidad de gas) constante.
Es decir que si se aumenta del doble la presión ejercida sobre
el gas, este se comprime reduciendo su volumen a la mitad.
Si la presión es 3 veces superior, el volumen será de un
tercio.
A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas
es inversamente proporcional a la presión que éste ejerce.
Fórmulas de la ley de Boyle
Esta ley se puede expresar de forma matemática como:
P · V = k
P es presión
V es Volumen
(k es una constante cuando Temperatura y masa son
constantes).

17. Esta fórmula se puede utilizar para determinar el cambio de
presión o temperatura durante una transformación isotérmica
de la siguiente manera:
P1 · V1 = P2 · V2
Es decir, que el producto entre la presión inicial y el volumen
inicial es igual al producto de la presión final por el volumen
final. Por ejemplo, si se desea determinar el volumen final,
será suficiente dividir P1V1 entre P2.
(P1 · V1)/ P2 = V2
En este otro gráfico se puede observar que cuando la
temperatura disminuye, la hipérbole equilátera (llamada
isoterma) “se mueve” hacia la izquierda.
Explicación cinética de la Ley de Boyle
Cuando aumenta el volumen del recipiente que contiene el
gas, la distancia que las partículas deben recorrer antes de
colisionar contra las paredes del recipiente aumentan. Este
aumento de distancia hace que las colisiones (choques) sean
menos frecuentes, y por lo tanto la presión ejercida sobre las
paredes es inferior a la ejercida anteriormente cuando el
volumen era inferior.

19. 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. 1
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,

20. 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)

22. Ley de los 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). La energía cinética es directamente proporcional a
la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se
aproximan al comportamiento del gas ideal son los
gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta
temperatura.
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:
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:

23. 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 descriptas por Dmitri
Mendeleev en 1874.34 5
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.

24. Ley general de los gases
La ley general de los gases es una ley de los gases que
combina la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y la ley de
Gay-Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada
una de las variables termodinámicas con relación a otra
mientras todo lo demás se mantiene constante. La ley de
Charles establece que el volumen y la temperatura son
directamente proporcionales entre sí, siempre y cuando la
presión se mantenga constante. La ley de Boyle afirma que
la presión y el volumen son inversamente proporcionales
entre sí a temperatura constante. Finalmente, la ley de Gay-
Lussac introduce una proporcionalidad directa entre la
temperatura y la presión, siempre y cuando se encuentre a un
volumen constante. La interdependencia de estas variables
se muestra en la ley de los gases combinados, que establece
claramente que:
La relación entre el producto presión-volumen y la
temperatura de un sistema permanece constante.
Matemáticamente puede formularse como:
Donde:
 P es la presión
 V es el volumen
 T es la temperatura absoluta (en kelvin)
 K es una constante (con unidades de energía dividida por
la temperatura) que dependerá de la cantidad de gas
considerado.
En adición de la ley de Avogadro al rendimiento de la ley de
gases combinados se obtiene la ley de los gases ideales.

26. Laboratorio

29. Ejercicios
Ley de boyle:
N° 1
Datos:
P1: 1123mmhg
V1: 5.596 L
P2: ?
V2: 9151 mL
1123mmHg x 1atm/ 760mmHg= 1,47 atm P2= P1.V1/ V2
P2= 1, 47 atm. 5,596 L / 9,151 L
9151 mL x 1L/ 1000 mL= 9,151 L
P2= 0,903 atm

30. N° 2
Datos:
P1: 4207 mmHg
V1: 1,475 L
P2: ?
V2: 4,086 L
P1.V1= P2.V2
P2= P1.V1/ V2
P2= 4207mmHg. 1,475 L / 4,086 L
P2= 1518 mmHg

31. Ley de charles:
N° 1
Datos:
T1= 523 K
V1=?
T2= 366.8 K
V2= 5.74 L
V1= V2 x T1 / T2
V1= 5.74 L x 523 K / 366.8 K
V1= 8.18 L

32. N° 2
Datos:
T1= 111.4 K
V1=?
T2= 318 K
V2= 5.63 L
V1= V2 x T1 / T2
V1= 5.63 L x 111.4 K / 318 K
V1= 1.97 L

33. Ley de los gases ideales:
N° 1
Datos:
R= 0,082 atm.l / mol.k PV = n . R . T
V= 5460 ml = 5,46 L n = PV / RT
T= 108°C + 273°K = 381°K n = 1,26 atm x 5,46 L
P= 958 mmHg = 1,26 atm 0,082 atm.l x 381°k
n = ? Mol.k
5460 ml x 1L / 1000 ml = 5,46 L n = 31,9 moles
958 mmHg x 1 atm / 760 mmHg = 1,26 atm

34. N° 2
Datos:
P=? PV = n R T
n= 0,213 moles P = n R T / V
V= 9,79 L P= 0,213 moles x 0,082 atm.l / mol.k x 4495,47k
T= 4495,47 K 9,79 L
R= 0,082 atm.l / mol.k
P= 8 atm

35. Conclusión
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. Mientras más energía hay en una sustancia, mayor
movimiento molecular y mayor la temperatura percibida.
Consecuentemente, un punto importante es que la cantidad de
energía que tienen los átomos y las moléculas (y por
consiguiente la cantidad de movimiento) influye en su
interacción. ¿Cómo se producen estos diferentes estados de
la materia? Los átomos que tienen poca energía interactúan
mucho y tienden a "encerrarse" y no interactuar con otros
átomos. Por consiguiente, colectivamente, estos átomos
forman una sustancia dura, lo que llamamos un sólido. Los
átomos que poseen mucha energía se mueven libremente,
volando en un espacio y forman lo que llamamos gas.
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

36. chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven
rápidamente y son libres de circular en cualquier 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.