Los Gases Ideales

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8vo basico >Ciencias Naturales

Gases Ideales

El Rumbo de los Gases

Observa la siguiente situación experimental y responde las preguntas planteadas a continuación:   La profesora de ciencias de séptimo básico, realizó el siguiente procedimiento experimental en el laboratorio, con el fin de que todos sus estudiantes se puedan dar cuenta de los fenómenos que ocurren con los gases. Para esto reunió un matraz Erlenmeyer, un globo y dos vasos precipitados; uno de ellos posee agua caliente y el otro agua fría, como lo muestra la siguiente imagen: 

     

La profesora, tomó el globo que tenía y lo puso en el gollete del matraz Erlenmeyer, a continuación tomó este matraz y lo puso dentro del agua caliente, después de sacarlo de ahí esperó un minuto y lo puso dentro del agua fría.               

Agua fría Agua Caliente

Agua fría Agua Caliente

Globo con Matraz Erlenmeyer 

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 Con lo que realizó la profesora los estudiantes pudieron sacra varias conclusiones con respecto a los gases y sus interacciones, es por esto que te invitamos a que respondas las siguientes preguntas:  

1. ¿Crees que afecte en algo la temperatura del agua  en la cual se insertó el matraz? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 

 2. ¿Porque crees que el globo se infló cuando lo puso dentro del agua caliente?  ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 3. ¿Qué factores son  los que están afectando para que el globo cambie de volumen en  las  imágenes 

planteadas? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………  4. ¿Hay alguna relación entre el volumen del gas y la temperatura de éste? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………  5. Cuando el vaso lo ingresó al agua fría, ¿qué ocurrió con la temperatura del aire dentro del globo? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………  

    

 

   

¿Qué aprenderé?  En este módulo aprenderás a identificar y describir el modelo corpuscular de la materia  según  los  distintos  factores  que  la  afectan.  Además  aprenderás  a conocer y aplicar las leyes que rigen el comportamiento de los gases.   

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 Red conceptual  

 A continuación se presenta un esquema que ordena los conceptos que trabajaremos en esta guía.   

 

       

¿Qué es la teoría cinética molecular de la materia? 

A lo largo de la historia del pensamiento humano se ha elaborado un modelo acerca de cómo está constituida la materia, de que está formada y cuál es el movimiento que las partículas tienen,  este último se conoce con el nombre de modelo cinético molecular. 

Según  éste  modelo  de  materia,  todo  lo  que  vemos  está  formado  por  unas  partículas  muy  pequeñas, denominadas  átomos.  Los  átomos    están  en  continuo  movimiento  y  entre  ellas  existen  fuerza  que  los mantienen unidos, este  concepto  lo  conocerás más adelante, pero por ahora debes  saber que  se  llaman enlaces químicos. Los átomos, moléculas, iones están en continuo movimiento o vibración al ser parte de la constitución de la materia y a este movimiento de las moléculas se le denomina energía cinética de la materia. 

Conocemos y aprendemos desde muy pequeños que existen estados de la materia, ¿podrías indicar cuales son estos estados? _________________________________________________ 

Con respecto a  los estados de  la materia, este modelo nos muestra que en el estado sólido las moléculas están muy juntas y se mueven alrededor de unas posiciones fijas o bien vibran en su puesto constantemente, esto  se  debe  a  que  las  fuerzas  de  unión  son muy  grandes.  En  el estado  líquido las moléculas  están más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de unión, aunque son menos intensas que en el estado sólido, impiden  que las moléculas puedan independizarse. Sin embargo,  

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Factores que afectan 

los gases 

1. Presión  

2. Volumen 

3. Temperatura  

Leyes de los gases 

ideales  

1. Ley de Charles 

2. Ley de Gay‐Lussac 

3. Ley de Boyle 

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en el estado gaseoso las moléculas están separadas unas de otras y se mueven  libremente, por  lo que  la fuerza de unión entre sus partículas es muy baja y los choques entre las moléculas es bastante más alto que es los otros estados. 

La  siguiente  imagen  representa  a  grandes modos como están distribuidas las moléculas en los distintos estados de la materia.  

 

 

 

 

 

Características de los gases 

Como ya se mencionó anteriormente, el modelo corpuscular de la materia está basado en la idea de que las partículas siempre están en movimiento. Ellas nos permiten entender las propiedades de sólidos, líquidos y gases en función de  la energía de  las partículas y  las  fuerzas que actúan entre ellas. En este módulo, nos centraremos  en  explicar  cómo  funcionan  los  gases  bajo  distintas  circunstancias  físicas.  Los  gases  poseen distintas propiedades que veremos a continuación.   

PROPIEDADES DE LOS GASES:  

Comprensión: tomando como referencia el tamaño de las partículas de un gas, existe una gran distancia  de espacio vació entre ellas,  lo que hace posible  su comprensión, es decir, la reducción  o disminución  de los  espacios   vacíos  entre   sus  moléculas;  esto  se  puede  lograr  por ejemplo aumentando  la presión  y/o disminuyendo la temperatura. A la derecha se puede ver el efecto de la presión sobre un gas como el aire.  

 

Expansión: cuando se calienta una muestra de gas, aumenta la velocidad promedio de  sus  partículas,  las  cuales  se  mueven   en  un  espacio  mayor,  dando  como resultado que todo el gas aumenta su volumen se han expandido. 

 

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Difusión: cuando dos gases entran en contacto, se mezclan hasta quedar uniformemente  repartidas las partículas  de uno en otro, esto  es  posible   por  el  gran  espacio   existente   entre  sus partículas  y por el continuo  movimiento de estas. 

VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES 

Para poder comprender el comportamiento de los gases hay cuatro variables que son importantes: la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y la cantidad de materia o mol (n). Estas variables trabajan juntas, de modo que cuando una de ellas cambia, las otras también se ven afectadas.  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 del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Por su parte, 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, por lo que a los grados Celsius le debes sumar 273°K.  

3. CANTIDAD DE MATERIA O MOL  

La  cantidad de un  gas  se puede medir  en unidades de masa,  usualmente en  gramos. De acuerdo  con el sistema de unidades, 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,  a mayor  temperatura  las moléculas  tenderán  a  ocupar  un mayor volumen, ya que habrá mayor energía cinética y más movimiento.   

 

 

 

 

 

 

 

 

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PRESION ATMOSFÉRICA   

Como ya lo nombramos en la descripción de la presión, la atmósfera es la capa gaseosa que envuelve todo el planeta y está formado por mezcla de gases que en  conjunto  llamamos aire,  como  todos  los cuerpos,  tiene masa, el  cual ejerce una  fuerza sobre  la superficie terrestre  es  lo  que  llamamos  presión  atmosférica.  Por  lo  que señalaremos que la presión atmosférica es el peso que ejerce el aire de  la  atmósfera  como  consecuencia  de  la  gravedad   sobre  la superficie terrestre o sobre una de sus capas de aire.  La  presión  atmosférica  varia,  no  siempre  es  igual,  por  lo  que dependerá de donde nos encontremos en nuestro país o en alguna parte del planeta. A mayor altura menor presión, a nivel del mar la presión es de 1 atmosfera (atm) igual a 760 mmHg.   

 

LEYES DE LOS GASES IDEALES 

Para poder comprender que son los gases ideales, y sus leyes, debemos primero definir qué entenderemos por gas ideal y cuáles son sus características. Vamos a decir que un gas ideal es aquel donde cuyas moléculas no interactúan entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales. 

La teoría cinético‐molecular aporta un modelo de lo que se conoce como un gas ideal, es decir, aquel que cumple con los siguientes supuestos: 

1. Las partículas de un gas están en un movimiento continuo, rápido y aleatorio. Por lo tanto, poseen energía cinética. 2. Los choques entre las partículas de un gas, y entre estas y el recipiente que las contiene son colisiones elásticas, es decir, en ellas no hay pérdida de energía cinética.   3. No hay fuerzas de atracción o de repulsión entre las partículas de un gas. 4. La energía cinética promedio de la partícula de un gas depende de su temperatura: a mayor temperatura, mayor es la energía cinética.  Existen leyes  que dan una explicación a la variación de presión, temperatura y volumen que poseen los gases ideales cuando los sometes a diferentes condiciones. A continuación te presentamos 3 importantes leyes que tienen relación con lo ya mencionado:    

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1.  Ley de Boyle‐ Mariotte 

Históricamente, la primera de las leyes de los gases ideales se debe al inglés Boyle y  al francés Mariotte e indica que, para una temperatura determinada, el producto (multiplicación) de la  presión P por el volumen V de un gas. Por lo que se establece que a mayor presión menor volumen y a menor presión mayor volumen.  

 

Esta ley establece que la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales, por lo que al graficar puntos a distintas presiones y volúmenes se obtiene una curva descendente. 

El producto de la presión por el volumen es igual para cualquier punto de la curva, por lo que la ley de Boyle puede expresarse matemáticamente del siguiente modo:      

En esta relación, P1 y V1 representan las condiciones iniciales de presión y volumen para un gas, y P2 y V2 corresponde a los nuevos valores luego de aplicar una fuerza externa que modifique estos parámetros.  

 

 

Por lo que podemos concluir que: 

‐  A medida que disminuye la presión, el volumen aumenta y las partículas tendrás más espacio donde 

moverse, pero su energía será menor. 

‐ A medida que aumenta la presión, el volumen disminuye y las partículas aumentan su energía cinética 

ya que chocan rápidamente unas con otras.  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Px V = K  

P1x V1= P2

x V2

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Esta ley se puede también expresar de forma matemática de la siguiente manera, vamos a ver un ejercicio 

donde se aumentará la presión de un  gas:  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Ley de Charles  

Charles estudió  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 cuando se enfriaba ocurría el proceso contrario.  

Esto se debe a que cuando aumentamos la temperatura de un gas, le estamos aplicando energía calórica y esto hace que los átomos se muevan con mayor rapidez y tardaran menos tiempo en chocar con las paredes del recipiente, por lo tanto se producirá un aumento en la presión  en el interior, sin embargo como señalamos en la parte superior Charles realizo sus experimentos a presión constante, por lo tanto para que esta no se vea afectada, lo que se debe hacer es aumentar el volumen del lugar donde se encuentra el gas.  

Lo que Charles descubrió es que a presión constante, el cociente (división) entre el volumen y la temperatura de una cantidad fija de gas, es igual a una constante. 

Matemáticamente podemos expresarlo así: 

1.‐ Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm Hg (1 atm). ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm si la temperatura no cambia?  Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1 * V1 = P2 * V2  Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas (atm).  Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle para esto debemos tener claro los datos entregados:  Presión 1 = 1 atm Volumen 1 = 80 cm3 Presión 2= 1.2 atm 

V/ T = K  

             P1      *    V1    =    P2     *    V2             1 atm * 80 cm3 =  1.2 atm * X Se debe despejar la X basándote en la resolución de las ecuaciones aprendidas en matemáticas.  

X= 66.6cm3

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Como el proceso se realiza a presión constante, lo que variara será la temperatura y el volumen; esto quiere 

decir que a mayor temperatura, mayor volumen ocuparan las moléculas y a menor temperatura menor 

volumen ocuparan las moléculas, estableciéndose la siguiente relación: 

 

 Según lo señalado, V1 y T1 serán considerados como los volúmenes y temperaturas iniciales de un sistema, siendo V2 y T2, las temperaturas finales que se verán afectadas.  

         3. Ley de Gay Lussac  Gay Lussac establece la relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura, por lo que si  se aumenta la temperatura, aumentará la presión y si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión. Esto ocurre, ya que al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión puesto el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. 

Gay‐Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: 

 

El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la temperatura de 20ºC (293 K), calcula el volumen a 90ºC (363 K) si la presión permanece constante.  Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles: 

2

2

1

1

T

V

T

V  

 El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin. Nuestra incógnita en este ejemplo es el volumen 2, y debes plantearlo igual que una ecuación.  

.78,247;363293

200 32

23

cmVK

V

K

cm

V1 / T1 =V2 / T2 

P/ T = K  

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Ahora, al igual que las leyes anteriores debemos supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: 

 

 

Debes tener presente que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, 

por lo que las temperaturas han de expresarse en Kelvin. A continuación, te mostramos un ejemplo de la ley  Gay‐

Lussac.  

 

        

        

         

P1 / T1 = P2 / T2 

Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg (1 atm) cuando la temperatura es de 25ºC (298 K). Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 125ºC (398K).  Como el volumen y la masa  permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de   Gay‐

Lussac: 2

2

1

1

T

P

T

P  

 La presión la podemos expresar en mm Hg y, o bien en atm, debes saber que 1 atmosfera son exactamente 760 mm Hg. En este experimento podemos utilizar cualquiera, optaremos esta vez por los mm Hg. Recuerda que la temperatura tiene que expresarse en Kelvin. 

.1,1055;398298

7902

2 HgmmPK

P

K

Hgmm

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Organizador Gráfico de Síntesis  Observa el siguiente esquema, y comprueba si coincide con lo que aprendiste.  

                                       

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1.  Energía:  Los  gases  poseen  energía cinética,  también  conocida  como  la energía de choque entre las moléculas.  

 Solidos<Líquidos <Gases 

Características de los gases  Leyes de los gases  

Ley Charles   Ley Boyle  Ley Gay Lussac  

Establece la relación entre el volumen y la temperatura de un gas a presión constante. 

Establece que la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales,  a temperatura constante. 

Establece la relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante.

2. Propiedades de los gases ‐ Compresión  ‐ Expansión  ‐ Difusión  

3. Variables de los gases  

a) presión:  es  la  fuerza  ejercida en un área determinada.   

b) volumen:  es  el  espacio  que ocupa un cuerpo.  

 c) temperatura:cantidad de calor 

de  un  cuerpo,  su medida  son los Kelvin(K). 

P1 / T1 = P2 / T2 P1 * V1 = P2 * V2 V1 / T1 = V2 / T2 

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¡A trabajar!  

I. Resuelve los siguientes ejercicios,  para  esto  debes  tener  claras  las  leyes  estudiadas anteriormente y los datos que se están entregando:   

 1. El volumen del aire en los pulmones de una persona es de 615 mL aproximadamente, a una 

presión de 760 mmHg. La inhalación ocurre cuando la presión de los pulmones desciende a 752 mm Hg ¿A qué volumen se expanden los pulmones? 

      

2. Es peligroso que los envases de aerosol se expongan al calor. Si una lata de fijador para el cabello a una presión de 4 atm y a una temperatura ambiente de 27°C se arroja al fuego y el envase alcanza los 402°C ¿cuál será la nueva presión? La lata puede explotar si la presión interna ejerce 6080 mmHg ¿qué probabilidad hay de que explote?  

      

3. Un alpinista inhala 500 mL de aire a una temperatura de ‐10°C ¿qué volumen ocupará el aire en sus pulmones si su temperatura corporal es de 37°C?  

        

4. Se libera una burbuja de 25 mL del tanque de oxígeno de un buzo que se encuentra una presión de 4 atmósferas y a una temperatura de 11°C. ¿Cuál es el volumen de la   burbuja cuando ésta alcanza la superficie del océano, dónde la presión es de 1 atm y la  temperatura es de 18 °C?  

    

 

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 II. Curva de enfriamiento de un gas 

 Analiza el siguiente experimento, y completa con la información requerida.  Maxwell y Boltzmann, en el siglo XIX, notaron que las propiedades físicas de los gases se podían explicar de acuerdo al movimiento de las moléculas. Estas observaciones y las de otros científicos ocasionaron numerosas generalizaciones acerca del comportamiento de los gases, las cuales hoy se conocen como teoría cinética molecular de los gases.  Problema científico ¿Qué ocurrirá con las partículas de un gas al disminuir la temperatura?  Método experimental Se realizó el siguiente procedimiento: • Se estudia el comportamiento de las partículas al variar la temperatura. • Se hace la experiencia con un gas dentro de un sistema cerrado (donde no interviene el entorno) • Con los datos obtenidos se elabora un gráfico, que muestra el comportamiento de las partículas del gas al disminuir la temperatura.  Resultados 

 Análisis experimental  

1. ¿Cuál es la hipótesis del experimento?     

2. Si el punto A representa el estado gaseoso, ¿a qué distancia se encuentran las partículas?, ¿cómo es su movimiento?     

Los Gases Ideales

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3. ¿Qué ocurre en el punto B?     

4. Entre el punto C y D el gas comienza a condensarse, ¿cómo es la temperatura?      

5. En el punto E, ¿qué estado representa?, ¿a qué distancia se encuentran las partículas?, ¿cómo es su movimiento? 

    

6. Entre el punto F y G, ¿qué ocurre?, ¿cómo es la temperatura?      

7. Indica lo que representa el punto H y cómo se encuentran las partículas.