PROBLEMAS PROPUESTOS DE LA LY DE LOS GASES- GRADOS11°

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	PROBLEMAS PROPUESTOS DE LA LY DE LOS GASES

INDICADOR DE DESEMPEÑO:

Ø  Utiliza los conocimientos básicos sobre la ley de los gases para resolver problemas planteados.

Ø  Comprende que el comportamiento de un gas real y de un gas ideal está determinado por las relaciones entre Temperatura (T), Presión (P), Volumen (V) y Cantidad de sustancia (n)

EJERCICIOS PROPUESTOS DE LA LEY DE BOYLE

Problema 1.- Una muestra de oxígeno ocupa 4.2 litros a 760 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen del oxígeno a 415 mm de Hg, si la temperatura permanece constante?

Problema 2.-  Un gas ocupa 1.5 litros a una presión de 2.5 atm. Si la temperatura permanece constante, ¿Cuál es la presión en mm de Hg, si se pasa a un recipiente de 3 litros?

Problema 3.- Calcular el volumen de un gas a una temperatura constante al recibir una presión de 5 atm, si su volumen es de 3.4 litros a una presión de 2.5 atmósferas. 

Problema 4.- Un gas a una temperatura constante ocupa un volumen de 600 cm³ a una presión de 760 mm de Hg, ¿cuál será su volumen si la presión recibida aumenta a 1500 mm de Hg?

Problema 5.- Un gas recibe una presión de 2 atmósferas y ocupa un volumen de 125 cm³, calcular la presión que debe soportar para que su volumen sea de 95 cm³

EJERCICIOS PROPUESTOSTOS: LEY DE GAY LUSSAC

Problema 1.- Un gas, a una temperatura de 35°C y una presión de 440 mm de Hg, se calienta hasta que su presión sea de 760 mm de Hg. Si el volumen permanece constante, ¿Cuál es la temperatura final del gas en °C? 

Problema 2.- La presión del aire en un matraz cerrado es de 460 mm de Hg a 45°C. ¿Cuál es la presión del gas si se calienta hasta 125°C y el volumen permanece constante? 

Problema 3.- Un gas contenido en un recipiente se encuentra sometido a una presión de 2 atmósferas a la temperatura de 27°C. ¿qué temperatura adquiere si se le aplica una presión de 3 atmósferas?

Problema 4.- Un gas produce una presión de 4 atmósferas a la temperatura de 47°C. ¿Qué presión produce a la temperatura de 127°C?

Problema 5. Un gas, a una temperatura de 35°C y una presión de 440 mm de Hg, se calienta hasta que su presión sea de 760 mm de Hg. Si el volumen permanece constante, ¿Cuál es la temperatura final del gas en °C

Problema 6. Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

Problema 7. Si cierta masa de gas contenido en un recipiente rígido a la temperatura de 100ºC posee una presión de 2 atm, ¿qué presión alcanzará la misma cantidad de gas si la temperatura aumenta a 473 K.

Problema 8. Un gas recibe una presión de 3 atmósferas, su temperatura es de 280 grados Kelvin y ocupa un volumen de 3.5 metros cúbicos. El volumen es constante y la temperatura aumenta a 310 grados Kelvin. ¿Cuál es ahora la presión del gas?

Problema 9. En un cilindro metálico se encuentra un gas que recibe una presión atmosférica de 760 mm de Hg, y cuando su temperatura es de 10°C , con el  manómetro se registra una presión de 950 mm de Hg. Si al exponer el cilindro a la intemperie eleva su temperatura a 45°C debido a los rayos del sol, calcular:

a) ¿Cuál es la presión absoluta que tiene el gas encerrado en el tanque?

b) ¿Cuál es la presión manométrica?

Problema 10. Una masa dada de gas en un recipiente recibe una presión absoluta de 7 atmósferas, su temperatura es de 57°C y ocupa un volumen de 300 cm³. Si el volumen del gas permanece constante y su temperatura aumenta a 95°C, ¿cuál será la presión absoluta del gas?

EJERCICIOS PROPUESTOS SOBRE LA LEY DE CHARLES.

 Problema1.- A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se expanda 2,6 L?

Problema 2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 mL a la temperatura de 293,15 K. Calcule el volumen del gas si la temperatura asciende a 363,15 K y la presión se mantiene constante.

Problema 3.- Una masa de oxígeno ocupa 200 mL a 100°C. Determine su volumen a 0°C, si la presión se mantiene constante.

Problema 4.- Una cantidad fija de gas a 296,15 K ocupa un volumen de 10,3 L, Determine la temperatura final del gas si alcanza un volumen de 23 L a presión constante.

 Problema 5.- ¿Qué volumen ocupa un gas a 30º C, a presión constante, si la temperatura disminuye un tercio (1/3) ocupando 1.200 cc?

Problema 7.- una determinada cantidad de neón ocupa 0,3 litros a 200ºC. Calcular el volumen que ocuparía a 0ºC si la presión se mantiene constante.

Problema 8.- una determinada cantidad de oxígeno ocupa 2,5 litros a 50ºC. Calcular la temperatura (en grados centígrados) a la que ocupará 1 litro si la presión permanece constante.

Problema 9.- una determinada cantidad de neón ocupa 0,3 litros a 200ºC. Calcular el volumen que ocuparía a 0ºC si la presión se mantiene constante.

Problema 10.- una determinada cantidad de oxígeno ocupa 2,5 litros a 50ºC. Calcular la temperatura (en grados centígrados) a la que ocupará 1 litro si la presión permanece constante.

 

EJERCICIOS PROPUESTOS SOBRE LOS GASES IDEALES

Problema 1. calcular el volumen de 6,4 moles de un gas a 210ºC sometido a 3 atmósferas de presión.

Problema 2. calcular el número de moles de un gas que tiene un volumen de 350 ml a 2,3 atmósferas de presión y 100ºC.

Problema 3.  ¿Cuál es el volumen en litros que ocupa un gas ideal si 0,222 moles se encuentran a una temperatura de 159 °C y a una presión de 1148 mmHg ?

Problema 4. ¿Cuál es la temperatura en K de un gas ideal, si 0,405 moles ocupan un volumen de 7720 mL a la presión de 790 mmHg ?

Problema 5. ¿Cuál es la presión en atm de un gas ideal, si 0,532 moles ocupan un volumen de 4390 mL a la temperatura de 183,93 K ?

Problema 6. Un kilomol de gas ideal ocupa 22.4 m3 a 0 °C y 1 atm. a) ¿Cuál es la presión que se requiere para comprimir 1.00 kmol de gas en un contenedor de 5.00 m3 a 100 °C? b) Si se va a encerrar en un tanque de 5.00 m3 , el cual puede resistir una presión manométrica máxima de 3.00 atm, ¿cuál sería la máxima temperatura del gas si se desea que el tanque no estalle? Resp. a) 6.12 atm; b) –30 °C

Problema 7. Un tanque de 5000 cm3 contiene un gas ideal (M = 40 kg/kmol) a una presión manométrica de 530 kPa y a una temperatura de 25 °C. Si se supone que la presión atmosférica es de 100 kPa, ¿qué cantidad de masa de gas se encuentra en el depósito? Resp. 0.051 kg

Problema 8. La presión de aire en un vacío razonablemente bueno podría ser de 2.0 x 10-5 mmHg. ¿Qué masa de aire existe en un volumen de 250 mL a esta presión y a 25 °C? Tómese M = 28 kg/kmol para el aire. Resp. 7.5 x 10-12 kg

Problema 9. ¿Qué volumen ocupará 1.216 g de SO2 gaseoso (M = 64.1 kg/kmol) a 18.0 °C y 775 mmHg, si este actúa como un gas ideal? Resp. 457 mL

Problema 10. Calcúlese la densidad del H2S gaseoso (M = 34.1 kg/kmol) a 27 °C y 2.00 atm, considerándolo como gas ideal. Resp. 2.76 kg/m3 

UNIDAD N°2. TEMA N°2. LOS GASES: LEY CHARLES Y DE LOS GASES IDEALES. GRADOS 11°

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	LEY DE CHARLES Y DE LOS GASES IDEALES

UNIDAD N°2. TEMA N°1. LOS GASES: LEY CHARLES Y DE LOS GASES IDEALES.

LOGROS:

Ø  Explica y comunica las propiedades de los gases

Ø  Realiza cálculos a partir de ecuaciones matemáticas que explican las leyes de los gases.

 

     1 .     INICIO.

La ley de Charles y Gay-Lussac, frecuentemente llamada ley de Charles o ley de Gay-Lussac, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que, a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura.), mayor volumen del gas.

La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, 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.

ENTRA AL SIGUENTE LINK: Observa el proceso.

https://www.educaplus.org/gases/ley_charles.html#google_vignette

 

     2.    DESARROLLO.

Usada de muchas formas diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la fórmula:

Además, puede expresarse como:

 V1/T1 = V2/T2

Despejando T1 se obtiene:

  T1= (V1 * T2) / V2

 Despejando T2 se obtiene:

 T2= (V2 * T1) / V1

donde:

V es el volumen

T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)

k es la constante de proporcionalidad

Siendo la presión constante, si la temperatura aumenta, el volumen lo hará también en la misma proporción (primera ley).

Siendo el volumen constante, si la presión aumenta, la temperatura lo hará también en la misma proporción (segunda ley).

 

     1.      CIERRE.

Ejercicios Resueltos: Ley de Charles

Ø Ejercicio 1 El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 mL a la temperatura de 293,15 K. Calcule el volumen del gas si la temperatura asciende a 363,15 K y la presión se mantiene constante. Como la presión y la cantidad de materia se mantienen constantes, podemos aplicar la ley de Charles:

Ø Ejercicio 2 Una masa de oxígeno ocupa 200 mL a 100°C. Determine su volumen a 0°C, si la presión se mantiene constante. Como la presión y la cantidad de materia se mantienen constantes, podemos aplicar la ley de Charles

LEY DE LOS GASES IDEALES

      1.    INICIO

Una vez comprendido los temas de las leyes de los gases, tales como la ley de Boyle - Mariotte, la Ley de Charles, la ley de Gay - Lussac, y finalmente la ley general del estado gaseoso. Es importante conocer también la ley de los gases ideales, porque son fundamentales para entender por completo la teoría general de los gases, un tema de gran relevancia en la termodinámica y estudios de química.

2.    DESARROLLO:

¿Qué es un gas ideal?

Para poder comprender completamente el tema del gas ideal o gas perfecto, debemos prestar atención a lo siguiente, un gas ideal o perfecto realmente no existe, es un gas hipotético cuyo compartimiento de las variables de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente por la ecuación del gas ideal. Dicha ecuación especifica la relación entre las cantidades de P, V, T y n.

Las moléculas que componen a un gas ideal no se suelen atraer o repeler entre si, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Aunque en nuestra naturaleza no exista el caso de un gas ideal, las diferencias entre el comportamiento de un gas real en márgenes de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos, por lo que podemos hacer uso de la ecuación con toda la seguridad, para resolver diversos ejercicios de gases.

Constante Universal de los Gases

En nuestro estudio de las leyes de los gases, hemos visto la relación de la temperatura, presión y volumen. Tal como se muestra en la siguiente fórmula de la ley general de los gases:

Dónde:

P = Presión absoluta a la que se encuentra el gas

V = Volumen ocupado por el gas

n = Número de moles del gas que se calcula dividiendo su masa entre su peso molecular

R = Es la constante universal de los gases y su valor depende de las unidades usadas para su cálculo.

La ecuación de la ley de los gases ideales es una de las ecuaciones más utilizadas en fisicoquímica, pues nos permite realizar varios cálculos conociendo el valor de R, ya que establece una relación entre la presión, el volumen, la temperatura y número de moles de un gas

En conclusión, la fórmula que vamos a emplear para la ley de los gases ideales o gases perfectos es la siguiente:

¿Cómo se obtiene R de la ley de los gases ideales?

Para que podamos calcular el valor de R , tenemos que considerar que un mol de cualquier gas ideal y en condiciones normales de temperatura y presión, es decir a una atmósfera y 273 K, ocupa un volumen de 22,413 litros.

Por lo tanto, al despejar R de la ecuación anterior, tenemos:

𝑅=𝑃𝑉𝑛𝑇=(1𝑎𝑡𝑚)(22.413𝑙)(1𝑚𝑜𝑙)(273𝐾)=0.0821𝑎𝑡𝑚⋅𝑙𝑚𝑜𝑙⋅𝐾

Qué también es equivalente a:

R = 8.32 J/mol K

Para entender a fondo esta ley, veamos algunos ejercicios resueltos de la ley de los gases ideales o gases perfectos.

     3.    CIERRE.  Analice los ejercicios Resueltos de la Ley de los gases ideales

Problema 1.- Una masa de hidrógeno gaseoso ocupa un volumen de 230 litros en un tanque a una presión de 1.5 atmósferas y a una temperatura de 35°C. Calcular, a) ¿Cuántos moles de hidrógeno se tienen?, b)¿ A qué masa equivale el número de moles contenidos en el tanque? 

Solución:

Si leemos el problema nuevamente, vemos que nos proporcionan datos como el volumen, la presión y la temperatura. Y nos pide calcular los moles de hidrógeno,es decir el valor de "n", después nos pide convertir esa cantidad de moles a unidades de masa, por lo que el problema es muy sencillo. Recordemos la fórmula:

Datos:

𝑉=230𝑙

P= 1,5 atm

T= 35°c + 273= 308K

Nota: Observe que hemos convertido los grados celcius a la escala absoluta de Kelvin, sumando 273.

a) Obtener los números de moles de la masa de hidrógeno gaseoso

Veamos la ecuación de la ley de los gases ideales, de la fórmula:

𝑃𝑉=𝑛𝑅𝑇

Despejamos a "n", y tenemos:

𝑛=𝑃𝑉𝑅𝑇

Ahora si podemos sustituir nuestros datos

𝑛=𝑃𝑉𝑅𝑇=(1.5𝑎𝑡𝑚) (230𝑙)(0.0821𝑎𝑡𝑚⋅𝑙𝑚𝑜𝑙⋅𝐾)(308𝐾)=345𝑎𝑡𝑚⋅𝑙25.29𝑎𝑡𝑚⋅𝑙𝑚𝑜𝑙=13.64𝑚𝑜𝑙

Por lo que la cantidad de número de moles es de 13.64 moles

b) Convertir en masa el número de moles 

Al ser hidrógeno gaseoso nos referimos a que su peso atómico o masa molar es una molécula diatómica, compuesta por dos átomos de hidrógeno 𝐻₂ Y que su peso molecular (PM) es igual a 2 g/mol (porque es diatómica), entonces tenemos:

𝑚=𝑛(𝑃𝑀)=(13.64𝑚𝑜𝑙)(2𝑔𝑚𝑜𝑙)=27.28𝑔

Es decir que tenemos una masa de 27.28 gramos

Problema 2.- El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo. Calcule la presión (en atm) ejercida por 2.35 moles del gas en un recipiente de acero de 5.92 litros de volumen a 71.5°C.

Solución:

El problema es muy sencillo nuevamente de resolver, si volvemos a leer nos damos cuenta que tenemos los datos del número de moles de la sustancia, un volumen y una temperatura. También sabemos el valor de nuestra constante de gases ideales. Ahora es momento de colocar nuestros datos:

Datos:

𝑛=2.35𝑚𝑜𝑙

𝑉=5.92𝑙

𝑇=71.5∘𝐶+273=344.5𝐾

a) Obteniendo la presión ejercida por el gas

De nuestra ecuación de los gases ideales

𝑃𝑉=𝑛𝑅𝑇𝑚=𝑛(𝑃𝑀)

Despejamos a la presión:

𝑃=𝑛𝑅𝑇𝑉

Sustituimos nuestros datos en la fórmula:

𝑃=𝑛𝑅𝑇𝑉=(2.35𝑚𝑜𝑙) (0.0821𝑎𝑡𝑚⋅𝑙𝑚𝑜𝑙⋅𝐾)(344.5𝐾)5.92𝑙=11.23𝑎𝑡𝑚

Por lo que la presión es de 11.23 atmósferas

Problema 3.- Se coloca 160 gramos de oxígeno a 27°C en un recipiente con capacidad de 5 litros. Considerando que el oxígeno se comporta como un gas perfecto. ¿Cuál es el valor de la presión ejercida por la sustancia? 

Solución:

Para poder solucionar este problema de la ley de los gases ideales, basta con captar todos los datos que nos proporcionan como la cantidad de gramos de oxígeno, así como saber a cuánto equivale la masa molar del oxígeno, sabiendo que se trata de dos moléculas, es decir 32 gramos. También contamos con la temperatura, y volumen. Nos piden calcular el valor de la presión ejercida de la sustancia, así que no será tan complicado de resolver.

• Obtener el valor de la presión ejercida por la sustancia.

Datos:

a) Obtener la presión ejercida por la sustancia

No contamos con la cantidad de moles "n" de la sustancia, pero la podemos obtener empleando la siguiente fórmula:

Por lo que tenemos la cantidad de 5 moles, ahora si podemos seguir con nuestro cálculo

De la ecuación de los gases ideales, tenemos:

Despejamos a la presión:

Sustituyendo los datos en la fórmula:

Obtenemos un resultado de 24.63 atmósferas

 

 

TALLER DE EN LACES QUIMICOS PARA LOS GRADOS 8°2, 8°4 y 8°6

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	Taller de competencias fisicoquímicas. 2do periodo

TEMA: ENLACES QUIMICOS.

INDICADOR DE DESEMPEÑO. Predice el tipo de enlaces según la situación planteada y escribe estructura de Lewis de los compuestos dados.

 

Ejercicios
1. Lea el siguiente enunciado e indique el tipo de enlace que se forma (justifique su respuesta):
        Un compuesto R se formó cuando un elemento con gran radio se unió con un elemento poco denso, pero muy electroafino.

2. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa. Justifique todas sus respuestas:
    a) Un enlace Covalente Polar se da entre elementos con una gran diferencia de electronegatividad.
    b) En un enlace Iónico ocurre una transferencia de electrones de un elemento a otro.
    c) Para que un enlace Covalente Dativo se produzca, es necesario la presencia de dos iones de distinto signo.
 3. Si un elemento del grupo I-A se une con un elemento del grupo VI-A, ¿qué tipo de enlace se forma? ¿Por qué?
4. Indique las características que deben poseer dos átomos para formar un enlace Covalente Apolar.

5. Indique el tipo de enlace formado en las siguientes moléculas:
    a) KBr
    b) CO
    c) Ión Amonio
    d) O₂
6. Indique dos características de las moléculas que presenten enlaces Covalente Polares.

7. Dibuje la Estructura de Lewis del óxido de dicloro. (Cl₂O).

8. Dibuje la Estructura de Lewis del n-Propanol (CH₃CH₂CH₂OH)

9. Dibuje la Estructura de Lewis del Dinitrógeno (N₂).

10. Dibuje la estructura de Lewis del Ácido perclórico (HClO₄)

11. Dibuje la Estructura de Lewis del Ácido Cinhídrico (HCN).

12. Dibuje la Estructura de Lewis del Ión Amonio NH₄⁺

 

UNIDAD N°2. TEMA N°1. LOS GASES

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	PLAN DE CLASES
	Fecha de emisión: 21 - 01 – 2020

SF

UNIDAD N°2 TEMA N°1. LOS GASES

LOGROS:

Ø  Explica y comunica las propiedades de los gases

Ø  Realiza cálculos a partir de ecuaciones matemáticas que explican las leyes de los gases.

 

¿Qué son los gases?

Con el término gas nos referimos a uno de los tres principales estados de agregación de la materia (junto a los líquidos y los sólidos). Se caracteriza por la dispersión, fluidez y poca atracción entre sus partículas constitutivas.

Los gases son la forma más volátil de la materia en la naturaleza y son sumamente comunes en la vida cotidiana. Así, cuando una sustancia se encuentra en estado gaseoso solemos llamarla gas.

Las sustancias líquidas o sólidas pueden ser transformadas en gas utilizando diferentes procesos. Esta transformación implica un cambio en las propiedades físicas de las sustancias, como su estado de agregación. Sin embargo no cambian sus propiedades químicas, pues las sustancias siguen teniendo la misma estructura química, es decir, no ocurren rupturas de enlaces químicos ni se generan nuevas sustancias.

Los gases se encuentran en todas partes: desde la masa heterogénea de gases que llamamos atmósfera y que respiramos como aire, hasta los gases que se generan dentro del intestino, producto de la digestión y descomposición, hasta los gases inflamables con que alimentamos nuestras cocinas y hornos.

 

Historia de los gases

La palabra gas fue inventada en el siglo XVII por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont, a partir del término latino chaos (“caos”).

Eligió el nombre por el aparente grado de desorden que exhiben las moléculas de un gas. También se conocía a este estado como “estado aeriforme”, pero este término quedó en desuso.

Las primeras leyes sobre el comportamiento de los gases fueron consecuencia de su estudio intensivo a finales del mismo siglo, en especial de sus relaciones entre presión, temperatura y volumen.

Esto condujo a Émile Clapeyron a formular la ley ideal para todos los gases (“Ley de los gases ideales”) en 1834.

Gas ideal y gas real

Un gas ideal es un modelo de gas creado por el ser humano, y que no tiene interacciones entre las partículas que lo forman, es decir, que no tienen atracción ni repulsión entre ellas. Por otro lado, un gas real sí presenta estas interacciones.

Cuanto más simple sea la fórmula química de un gas real y menor sea su reactividad, más se puede asemejar a uno ideal. Así, los gases monoatómicos, por ejemplo, el helio (He), son los que se comportan de modo más similar a los gases ideales.

 

Leyes de los gases

 

Una de las leyes más utilizadas para describir el comportamiento de los gases es la Ley de los gases ideales que, a su vez, puede comprenderse como la combinación de otras leyes:

• Ley de Boyle-Mariotte. Determina que el volumen de un gas varía de forma inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente donde está contenido, si la temperatura permanece constante. Se expresa según la ecuación:
  
  
• Ley de Gay-Lussac. Explica que la presión de una masa de gas cuyo volumen se mantiene constante es directamente proporcional a la temperatura (expresada en grados kelvin) que posea. Esto se representa de la siguiente manera:
  
  
• Ley de Charles. Expresa que la temperatura y el volumen de un gas son directamente proporcionales cuando la presión es constante. Esta ley se representa mediante la siguiente ecuación:
  
  
  En todos los casos casos anteriores V₁, P₁ y T₁ son el volumen, la presión y la temperatura inicial. Mientras que V₂, P₂ y T₂ son el volumen, la presión y la temperatura final.
• Ley de Avogadro. Expresa que en iguales condiciones de presión y temperatura, volúmenes de distintos compuestos gaseosos contienen el mismo número de partículas.
• Ley de los Gases Ideales. De la combinación de las leyes anteriores se obtiene la Ley de los gases ideales, cuya ecuación se representa de la siguiente forma:
  
  
  Donde P, V y T son la presión, el volumen y la temperatura. Mientras que n es el número de moles del gas y R es la constante de los gases ideales cuyo valor es 8.31451 J/molK.

 Tipos de gases

Los gases pueden clasificarse según su naturaleza química en:

• Combustibles o inflamables. Aquellos que pueden arder, esto es, generar reacciones explosivas o exotérmicas en presencia del oxígeno u otros oxidantes.
• Corrosivos. Aquellos que, al entrar en contacto con otras sustancias, las someten a procesos de reducción u oxidación intensos, generando daños en su superficie o heridas en caso de ser materia orgánica.
• Comburentes. Aquellos que permiten mantener viva una llama o una reacción inflamable, ya que inducen la combustión en otras sustancias.
• Tóxicos. Aquellos que representan un peligro para la salud por las reacciones que introducen en el cuerpo de los seres vivos, como los gases radiactivos.
• Inertes o nobles. Aquellos que presentan poca o nula reactividad, excepto en situaciones y condiciones determinadas.

 

Propiedades de los gases

Los gases presentan las siguientes propiedades:

• No tienen volumen propio. Ocupan el volumen del contenedor en el que se encuentren.
• No tienen forma propia. También asumen la de su contenedor.
• Pueden dilatarse y contraerse. Al igual que los sólidos y los líquidos, los gases se dilatan si se les aumenta su temperatura, y se contraen si se enfrían.
• Tienen gran fluidez. Los gases fluyen mucho más que los líquidos debido a que sus partículas tienen menor interacción. Pueden fácilmente desplazarse a través de un orificio de un recipiente a otro.
• Tienen alta difusión. Los gases pueden mezclarse fácilmente entre sí debido al gran movimiento que tienen sus partículas.
• Solubilidad. Los gases pueden ser solubles en agua o en otros líquidos.
• Se pueden comprimir. Aplicando presión a un gas, se puede lograr que sus partículas estén más juntas, es decir, se comprime el gas.

 

Cambios de estados de los gases

 

• Sublimación. Es un proceso físico de cambio de fase, que permite convertir un sólido en un gas directamente, sin pasar primero por una etapa líquida. Este proceso es poco común y suele involucrar condiciones puntuales de presión y de temperatura. Podemos observarlo en el hielo seco (o hielo de ) a temperatura ambiente: el bloque sólido desprende un leve vapor que es la sustancia recuperando su estado gaseoso original.
• Ebullición. Es el proceso mediante el cual un líquido se transforma en gas. Ocurre cuando toda la masa del líquido se calienta a una temperatura igual a su punto de ebullición.
• Evaporación. Es un proceso de cambio de fase sumamente común, que conduce a un líquido a convertirse en gas cuando se aumenta la temperatura del líquido. Ocurre de manera lenta y gradual. La ponemos en práctica por ejemplo, en la ducha cuando el agua muy caliente se convierte en vapor observable como una nube blanquecina.
• Condensación. Es el proceso opuesto a la evaporación, esto es, un proceso de cambio de fase que conduce del estado gaseoso al líquido, debido a la pérdida de energía calórica. Esta energía perdida hace que las partículas del gas vibren más despacio, lo que les permite aproximarse e interactuar más estrechamente, como ocurre sobre un vidrio frío en día lluvioso, o sobre las plantas y otras superficies con el rocío.
• Sublimación inversa. Es el camino opuesto de la sublimación, o sea, el paso del estado gaseoso al estado sólido sin pasar primero por un momento de liquidez. Este proceso requiere de condiciones de presión y temperatura muy específicas.

 

Plasma

 

El estado plasmático de la materia es considerado un cuarto estado de agregación, pero presenta enormes semejanzas con el estado gaseoso, ya que básicamente se trata de un gas ionizado, es decir, un gas cuyas partículas han perdido electrones y han adquirido una carga electromagnética determinada. Existen plasmas fríos, como el empleado en las lámparas de “lava”, o plasmas calientes, como el fuego que rodea al Sol.

 

Algunos ejemplos de gases son:

• Hidrógeno (H₂). Es el gas diatómico más común del universo entero.
• Helio (He). Insípido, incoloro e inerte, es el menos soluble en agua de todos los gases.
• Metano (CH₄). Es un hidrocarburo gaseoso de olor desagradable que se obtiene como producto de la descomposición de la materia orgánica.
• Aire. Es la mezcla heterogénea de hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, argón y otros gases que respiramos los seres vivos.

Webgrafía

 

1.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCDcpZwP

2.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCD8FRJ H

3.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCCU2RId

4.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCCE1GjC

5.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCBl4rY5

6.     https://humanidades.com/gases/#ixzz8aCB7pVMA