INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL
ASIGNATURA: QUÍMICA – GRADO 10°
DOCENTE: JOSÉ LUÍS ESTRADA FLÓREZ
GUÍA PARA DESAROLLAR EN CLASE
TEMA: LOS GASES.
INDICADOR DE DESEMPEÑO.
v
Deduce
el comportamiento de los gases a partir de la aplicación de la teoría cinética
molecular.
v
Conoce
los factores que afectan el comportamiento de los gases y los manipula para
controlar el comportamiento de estos.
v
Realiza
cálculos matemáticos que involucran las leyes de los gases y llega a
conclusiones válidas a partir del análisis de sus resultados.
1.
INICIO.
A
modo de recordatorio. ¿Cuáles son los estados de la materia? sólido, líquido y gaseoso,
que dependen de la presión y de la temperatura a la que se encuentran
sometidos.
En
el estado sólido la fuerza de cohesión de las moléculas hace que estas estén
muy próximas unas de otros con escaso margen de movimiento entre ellas.
En
el estado líquido esta fuerza de cohesión molecular es menor lo cual permite
mayor libertad de movimiento entre ellas.
En
el estado gaseoso la fuerza de cohesión de las moléculas es muy pequeña,
prácticamente nula, lo cual permite que
estas se muevan libremente y en todas direcciones.
2.
DESARROLLO.
El
estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas
del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño
del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado
por el gas (V) depende de la presión (P) , la
temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (
n).
Las
propiedades de la materia en estado gaseoso son:
1. Se adaptan a la forma y el volumen del
recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se
comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo
recipiente.
2. Se dejan comprimir fácilmente. Al
existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras
reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
3. Se difunden fácilmente. Al no existir
fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen
en forma espontánea.
4. Se dilatan, la energía cinética
promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura
aplicada.
Variables
que afectan el comportamiento de los gases.
1.
PRESIÓN
Es
la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma
uniforme sobre todas las partes del recipiente.
La
presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos
que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma.
Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por
consiguiente la presión sobre él será menor.
2.
TEMPERATURA
Es
una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de
energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se
coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo
frío.
La
temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las
moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La
temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
3.
CANTIDAD
La
cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De
acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante
el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del
gas por su peso molecular.
4.
VOLUMEN. Es el
espacio ocupado por un cuerpo.
5.
DENSIDAD
Es
la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su
volumen molar en litros.
Gas
Real
Los
gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se
comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy
baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en
forma considerable de las de gases ideales.
Concepto
de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los
Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas
que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y
otros.
1.
- Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula
está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un
compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son
idénticas.
2.
- Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las
leyes de Newton del movimiento.
Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al
calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se
puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones,
esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican
o no que nuestras predicciones son correctas.
3.
- El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera
de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o
con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una
trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas
moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una
distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio
aleatorio.
LEYES DE LOS GASES IDEALES.
Antes
de entrar de lleno en el estudio de las leyes que explican el
comportamiento de los gases, veamos cómo influyen en este los eventos
físicos que los alteran y que son: temperatura, presión y volumen,
además de la cantidad de que se trate.
Temperatura.
La temperatura (T) ejerce gran
influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o disminuyendo
la velocidad de las mismas. Para trabajar con nuestras fórmulas siempre
expresaremos la temperatura en grados Kelvin. Cuando la escala
usada esté en grados Celsius, debemos hacer la conversión, sabiendo que 0º
C equivale a + 273,15 º Kelvin.
Presión
En
Física, presión (P) se define como la relación que existe
entre una fuerza (F) y la superficie (S) sobre
la que se aplica, y se calcula con la fórmula P= F/S
Lo
cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F) aplicada dividido
por la superficie(S) sobre la cual se aplica. En nuestras fórmulas usaremos
como unidad de presión la atmósfera (atm) y el milímetro
de mercurio (mmHg), sabiendo que una atmósfera equivale a 760 mmHg.
Volumen
Recordemos
que volumen es todo el espacio ocupado por algún tipo de materia. En el caso de
los gases, estos ocupan todo el volumen disponible del recipiente que los
contiene. Hay muchas unidades para medir el volumen, pero en nuestras fórmulas
usaremos el litro (L) y el milílitro (ml). Recordemos que un litro equivale a
mil milílitros:
1 L
= 1.000 mL
También
sabemos que 1 L equivale a 1 decímetro cúbico (1 dm 3 ) o
a mil centímetros cúbicos (1.000 cm 3 ) , lo cual hace
equivalentes (iguales) 1 mL con 1 cm 3 .
1 L = 1 dm 3 = 1.000 cm 3 =
1.000 mL
1 cm 3 = 1 mL
Cantidad de gas.
Otro
parámetro que debe considerarse al estudiar el comportamiento de los gases
tiene que ver con la cantidad de un gas la cual se relaciona con el número
total de moléculas que la componen. Para medir la cantidad de un gas usamos
como unidad de medida el mol.
Como
recordatorio diremos que un mol (ya sea de moléculas o de átomos) es igual a
6,022 por 10 elevado a 23:
1
mol de moléculas = 6,022•10 23
1
mol de átomos = 6,022•10 23
Esta
ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en
litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes
(no varían).
El
enunciado de la ley dice que:
El
volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.
Esto
significa que: Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del
mismo. Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo. Esto
tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente
fórmula:
Esto
debido a que si ponemos más moles (cantidad de moléculas) de un gas en un
recipiente tendremos, obviamente, más gas (más volumen), así de simple.
Esto
se expresa en la ecuación 
,
simplificada es
Veamos
un ejemplo práctico y sencillo:
Tenemos
3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde a 0,875 mol. Inyectamos gas al
recipiente hasta llegar a 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la
temperatura y la presión las mantenemos constantes).
Solución:
Aplicamos
la ecuación de la ley de Avogadro:
y
reemplazamos los valores correspondientes:
Resolvemos
la ecuación, multiplicando en forma cruzada:
Ahora,
despejamos V 2 , para ello, pasamos completo a la
izquierda el miembro con la incógnita (V 2 ), y hacemos:
Respuesta:
El
nuevo volumen (V 2 ), ya que aumentamos los moles hasta
1,40 (n 2 ), es ahora 5,6 L
Esta
ley nos permite relacionar la presión y el volumen de
un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boyle
(conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de
un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. Lo
cual significa que: El volumen de un gas es inversamente proporcional a la
presión que se le aplica. En otras palabras: Si la presión aumenta, el volumen
disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Esto nos conduce a que,
si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto
de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente
esto es:
Lo cual significa que el producto de la
presión por el volumen es constante.
Para
aclarar el concepto: Tenemos un cierto volumen de gas (V 1 )
que se encuentra a una presión P 1 . Si variamos la
presión a P 2 , el volumen de gas variará hasta un nuevo
valor V 2 , y se cumplirá:
que es otra
manera de expresar la ley de Boyle.
Apliquemos
la fórmula en un ejemplo práctico:
Tenemos
4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si
aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.
Solución:
Como
los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mmHg) no es
necesario hacer la conversión a atmósferas (atm). Si solo uno de ellos
estuviera en mmHg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.
Aclarado
esto, sustituimos los valores en la ecuación P 1 V 1 =
P 2 V 2 .
Ponemos
a la izquierda el miembro con la incógnita
Despejamos
V 2 :
Respuesta:
Si
aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3
L.
LEY DE CHARLES.
Mediante
esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de
un gas cuando mantenemosla presión constante. Textualmente, la ley
afirma que: El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura
del gas. En otras palabras: Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el
volumen del gas aumenta. Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el
volumen del gas disminuye.
Como
lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,
el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo
valor (K) (es constante).
Matemáticamente
esto se expresa en la fórmula
lo cual
significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante. V/T= K
V1 T2 = V2 T1
Intentemos
ejemplificar: Supongamos
que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra
a una temperatura T1 . Si aumentamos la temperatura a T 2 el
volumen del gas aumentará hasta V 2, y se cumplirá que:
que es otra
manera de expresar la ley de Charles.
Veamos
un ejemplo práctico y sencillo:
Un
gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para
experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen?
Solución:
El
primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura
hay que usar siempre la escala Kelvin.Por lo tanto, lo primero es expresar la
temperatura en grados Kelvin:
T 1 =
(25 + 273) K= 298 K
T 2 =
(10 + 273 ) K= 283 K
Ahora,
sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora,
despejamos V 2 :
Respuesta:
Si bajamos la
temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L.
Esta
ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura
(T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente:
La
presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.
Esto
significa que:
Si
aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
Si
disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
Si
lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente
ecuación:
Llevemos
esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía,
a una presión P 1 y a una temperatura T 1 .
Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T 2 ,
entonces la presión cambiará a P 2 , y tendrá que
cumplirse la siguiente ecuación:
que es la misma
Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma. Debemos recordar, además, que esta
ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura
absoluta, y tal como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse
en grados Kelvin.
Veamos
un ejemplo: Tenemos
un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura
es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?
Solución:
Lo
primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin:
T 1 =
(25 + 273) K= 298 K
Ahora
sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora
despejamos T 2 :
Respuesta:
La
temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en
grados Celsius hacemos: 233,5 − 273 = −39,5 °C.
Formulada por
Dalton en 1801.
- La presión
total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que
ejercen cada uno de los gases que la componen.
- A la presión
que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo
tanto esta ley se puede expresar como:
PTotal = p1+p2+...+pn
- Donde p1, p2,
..., pn son las presiones parciales de cada
uno de los gases de la mezcla.
LEY GENERAL DE LOS GASES O ECUACIÓN
GENERAL DE LOS GASES.
Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener una
ley o ecuación que relaciones todas las variables al mismo tiempo. Según esta
ecuación o ley general
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.
Veamos
un ejemplo, para aclarar:
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 ). Como ya conocemos le
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:
3.
CIERRE.
¿Cuántos
moles de N 2 hay en
44,8 litros de este gas medidos a 0º C y a 1 atm de presión?
A)
0,5 mol
B)
1,0 mol
C)
1,5 mol
D)
2,0 moles
E)
4,0 moles
Eje temático: Disoluciones
químicas.
Contenido: Volumen
molar de un gas.
Clave: D
Comentario
Es
una pregunta muy directa sobre la cantidad de un gas bajo las condiciones dadas
de presión y temperatura.
En
la Enseñanza Media se utiliza mucho el concepto de volumen molar
de un gas (ideal en
condiciones normales de presión y temperatura, 1 atm y 0º C). Este volumen en
estas condiciones es de 22,4 litros. Luego, si un mol ocupa 22,4 litros, el doble de este volumen debe contener 2,0
moles de gas, que corresponde a la alternativa
D.
Webgrafía.
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