Este documento presenta información sobre conceptos químicos fundamentales como los estados de la materia, temperatura, presión, volumen y cantidad de gas. Explica las leyes de Boyle, Charles y los gases ideales, y describe experimentos de laboratorio para ilustrar estas leyes, como la sala de Boyle y la sala de Charles. El objetivo es que los estudiantes comprendan y apliquen estas leyes a través de ejercicios y repasar los temas vistos en clase de química.

1. QUÍMICA
GABRIELA CHAPARRO DIAZ
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
INFORMATICA
IBAGUÉ – TOLIMA
2017

2. LABORATORIO
GABRIELA CHAPARRO DIAZ
PROFESORA - ESPERANZA RADA
-DIANA FERNANDA JARAMILLO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
INFORMATICA
IBAGUÉ-TOLIMA
2017

3. TABLA DE CONTENIDO
1. INTRODUCCIÓN.
2. OBJETIVOS.
3. MARCO TEÓRICO.
-ESTADOS DE AGREGACIÓN.
-TEMPERATURA.
-PRESION.
-VOLUMEN.
-CANTIDAD DE GAS.
-LEY DE BOYLE.
-LEY DE CHARLES.
-LEY DE LOS GASES IDEALES.
4. LABORATORIO.
-SALA DE BOYLE.
-SALA DE CHARLES.

4. 5. EJERCICIOS.
-LEY DE BOYLE.
-LEY DE CHARLE.
-ECUACIÓN DE LOS ESTADOS IDEALES.
6. WEBGRAFIA
.

5. INTRODUCCIÓN
La química es la ciencia que estudia tanto la composición, como la estructura y
las propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante
las reacciones químicas y su relación con la energía.
Linus Pauling la define como la ciencia que estudia las sustancias, su
estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las
reacciones que las transforman en otras sustancias en referencia con el
tiempo.
En este trabajo encontraras ejercicios de las leyes más importantes de la
química y toda su teoría muy bien explicada, para que puedas aprender y
repasar todo lo visto en clase.
OBJETIVOS
1. Comprender los conceptos de la ley de boyle, charles, ley combinada de los
gases, presión, temperatura, entre otros más.
2. Aplicar los procedimientos necesarios para resolver los diferentes problemas
de los temas mencionados.
3. Aprender nuevas fórmulas y a cómo aplicarlas.
4. Reforzar lo visto en clase de química para un mejor resultado en los exámen.

6. MARCO TEÓRICO
ESTADOS DE AGREGACIÓN
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 tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las
partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes
de modo que ocupan posiciones casi fijas.
EJEMPLO:

7. 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.
En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción
menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido
pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de
volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones
entre ellas.
A sí se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del
R excipiente que los contiene.
EJEMPLO:
Tiene una temperatura de 50 c y un volumen de 10 ml.

8. 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.
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de
éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy
pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es
también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y
con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades
de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se
mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.
EJEMPLO:
Este globo de helio tiene una temperatura de 50 c, una presión de 1 atmósfera
y un volumen de 2 L.
Así se ven las partículas cuando están en un estado gaseoso.

9. EN CONCLUSIÓN:
ESTADOS DE LA MATERIA: (representación gráfica)

10. 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).
¿Cómo 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.

11. 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.

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

13. PRESION
En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la
superficie sobre la que se aplica:
P= F
-----
-
S
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 = 1N
-------
m2
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.

14. En este caso la fuerza se corresponde con el peso (m⋅gm⋅g) de la columna de
mercurio por lo que
que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del
campo gravitatorio y la altura de la columna.

15. Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos
que:
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):

16. 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.
En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de
volumen variable cuando se quiere experimentar con gases.
Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro
(L) y el mililitro (mL)
Su equivalencia es:
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.

17. 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:

18. LEY DE BOYLE
Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es
constante.
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la
misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es
la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley
de Boyle y Mariotte.
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.
EJEMPLO:
Aumenta la presión
Vamos a aumentar la presión desde una hasta dos atmósferas.
Cuando la presión aumenta el volumen ocupado por el gas, disminuye de
manera de que cuando la presión se hace el doble el volumen se reduce a la
mitad.

19. ESTO SIGNIFICA QUE EL VOLUMEN ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL
A LA PRESIÓN.
se expresa matemáticamente así:
en donde K es la constante de proporcionalidad.

20. Esta relación conocida como ley de BOYLE podemos enunciar de la siguiente
manera:
“si la temperatura se mantiene constante el volumen ocupado por un gas
es inversamente proporcional a la presión”
Disminuye la presión:
Si la presión se disminuye a la mitad, es decir, a uno, el volumen del gas
crecerá hasta hacerse el doble, el que tenía originalmente.

21. ¿Por qué ocurre esto?
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.
Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas
es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo:
aumenta la presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura
permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene
el mismo valor.
Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:
P . V = K

22. LEY DE CHARLES
Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es
constante.
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 disminuía
EJEMPLO:
Aumenta la temperatura.
Al elevar la temperatura del gas al doble, manteniendo constante la presión.
observamos que cuando la temperatura aumenta, el volumen que ocupa el gas
también aumenta. Lo que significa que el volumen del gas es directamente
proporcional a la temperatura;

23. Este comportamiento se puede expresar matemáticamente como:
DONDE K ES UNA CONSTANTE DE PROPORCIONALIDAD
A ESTAREACCIÓN SE LE CONOCE COMO LEY DE CHARLES QUE NOS DICE
QUE :
Cuando la presión es constante el volumen que ocupa un gas es directamente
proporcional a su temperatura.

24. Disminuye la temperatura:
Si enfriamos el gas hasta su temperatura original de 300 K el volumen
disminuye hasta el valor que tenía originalmente.
¿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 (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta
que la presión se iguale con la exterior).
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen
constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo
valor.

25. Matemáticamente podemos expresarlo así:
V = K
--------
- .
T
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a
una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de
gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se
cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
LEY DE LOS GASES IDEALES
Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener
una ley o ecuación que relaciona a todas las variables al mismo tiempo.
Según esta ecuación o ley general.

26. Esto significa que, si tenemos una cantidad fija de gas y sobre la misma
variamos las condiciones de presión (P), volumen (V) o temperatura (T) el
resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores, será una constante.
EJEMPLO:
Supongamos que tenemos una cierta cantidad fija de un gas (n 1 ), que está a
una presión (P 1 ), ocupando un volumen (V 1 ) a una temperatura (T 1 ).
Estas variables se relacionan entre sí cumpliendo con la siguiente ecuación:
Donde R es una constante universal conocida ya que se puede determinar en
forma experimental.
La misma fórmula nos permite calcular el volumen molar de un gas (n) :
A modo de experimento, a la misma cantidad fija de gas (n 1 ) le cambiamos el
valor a alguna de las variables tendremos entonces una nueva presión (P 2 ),
un nuevo volumen (V 2 ) y una nueva temperatura (T 2 ).

27. Como ya conocemos la ecuación general colocamos en ella los valores de
cada variable:
Según la condición inicial:
Según la condición final:
Vemos que en ambas condiciones la cantidad de gas (n 1 ) es la misma y que la
constante R tampoco varía.
Entonces, despejamos n 1 R en ambas ecuaciones:
Marcamos con rojo n 1 R para señalar que ambos resultados deben ser iguales
entre sí, por lo tanto:

28. LABORATORIO
SALA DE BOYLE:
Al mover el émbolo hasta una cierta cantidad de mL, el juego muestra los
resultados obtenidos en los sistemas V (mL) y P (mmHg)
V (mL) = 14.80
P (mmHg) = 1797.3

29. GRÁFICAS:
P frente a V
1/P frente a V

30. SALA DE CHARLES:
Tenemos un gas que a la temperatura de 298.15 k ocupa un volumen de 26
mL.
El gas está encerrado en un depósito de volumen variable, por lo que la presión
se mantiene constante.
Al variar la temperatura el gas va ocupando diferentes volúmenes. Los datos
finales de cada proceso van quedando reflejados en la tabla de datos de la
experimentación.

32. EJERCICIOS
LEY DE BOYLE

33. 1.
DATOS:
V2= ?
V1 = 3.13 L
P1 = 1703 ATM
P2 = 2649 mmHg
SOLUCIÓN:
1 attm
2649 mmHg X = 3.48 Atm
.
760 mmHg
V2 = P1 . V1.
---------------
P2
V2 = 1703 atm . 3.13 L
--------------------------------
3.48 atm

34. 2.
DATOS:
P1 = 1.415 ATM
V1 = ? L
P2 = 375 MMHG
V2 = 1.113 L
Solución:
3795 mm Hg x 1 atm = 4.99 atm
.
------------------------
760 mm Hg
V1 = P2 . V2
--------------
P1
V1 = 4.99 atm . 1.113 L
--------------------------
1.475 atm

35. 3.
DATOS:
P1 = 1643 mm Hg
V1 = 1035 mL
P2 = ? mm Hg
V2 = 1148 mL
Solución:
P2 = P1 . V1
------------
V2
P2 = 1646 mm Hg . 1035 mL
---------------------------------
1148 mL

36. LEY DE CHARLES

37. 1.
DATOS:
T1 = 694.3 K
V1 = 8.6 L
T2 = ?
V2 = 7.88 L
Solución:
T2 = V2. T1
------------
V1
T2 = 7.88 L . 694.3 K
-------------------------
8.6 L

38. 2.
DATOS:
T1 = 446 K
V1 = ? L
T2 = 206 C + 273 K = 479K
V2 = 8.36 L
Solución:
V1= V2 . T1
--------------
T2
V1 = 8.36 L . 446 K
----------------------
479 K

39. 3.
DATOS:
T1 = 94.7 K
V1 = 2280 mL
T2 = 57.3 K
V2 = ? mL
Solución:
V2 = V1 . T2
--------------
T1
V2 = 2280 mL . 57.3 K
---------------------------
97.7 K

40. ECUACIÓN DE LAS ESTADOS IDEALES
1.
DATOS:
P = ? ATM
V = 9520 mL
T = 1237 C + 273K = 1510
n = 0.516 MOL
R = 0.082 ATM.L / MOL.K

41. Solución:
9520 mL . 1L = 9.52 L
-----------------------
1000 mL
P . V = n . R .T
P = n . R . T
---------------
V
P = 0.516 MOL . 0.082 ATM.L / MOL.K . 1510 K
--------------------------------------------------------------
9.52 L

42. 2.
DATOS :
V = ? mL
n = 0.274 MOL
T = 1478.84 K
P = 8.53 ATM
R = 0.082 ATM.L / MOL.K
Solución:
P . V = n . R .T
V = n . R . T
--------------
P
V = 0.274 MOL . 0.082 ATM.L / MOL.K . 1478.84 K
-----------------------------------------------------------------
8.53 ATM
V = 3.89 L

43. Pasando a mL:
3.89 L . 1000 mL
------------------
1 L
3.
DATOS:
T = ? C
n = 0.706 MOL
V = 1.12 L
P = 6.08 ATM
R = 0.082 ATM.L / MOL.K

44. Solución:
P . V = n . R .T
T = P . V
------------
n . R
T = 6.08 atm . 1.12 L
-------------------------------------------
0.706 MOL . 06 MOL . 0.082 ATM.L / MOL.K

45. WEBGRAFIA:
https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Charle
s
http://www.educaplus.org/gases/ley_boyle.h
tml
https://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
https://www.bing.com/images/search?view=detailV
2&ccid=%2fgGCpx%2fj&id=EE1F1F6B3BCAD88627
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GUcw4qVrR3mkADUEs&q=quimica&simid=608031
804549956733&selectedIndex=1
https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_los_gases_id
eales
https://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_
estado