Actualizar Secuencia Didactica: 6301

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<table><tbody><tr><td><h1>Gas</h1> 
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes.<h3>Tipos de gases</h3>Los gases pueden clasificarse según su naturaleza química en:<ul><li>Combustibles o inflamables. Aquellos que pueden arder, esto es, generar reacciones explosivas o exotérmicas en presencia del oxigeno u otros oxidantes.</li><li>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.</li><li>Comburentes. Aquellos que permiten mantener viva una llama o una reacción inflamable, ya que inducen la combustión en otras sustancias.</li><li>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.</li><li>inertes o gases nobles . Aquellos que presentan poca o nula reactividad, excepto en situaciones y condiciones determinadas.</li><li>Ideales. No son realmente gases sino un concepto ideal y de trabajo respecto a cómo tendrían que comportarse los gases.</li></ul><img src="/web/uploads/629/578ae7dd33-gases-erosol-e1582136377289.jpg" width="706" height="354" style="width: 706px; height: 354px;">Los gases presentan las siguientes propiedades:<ul><li>Intangibles, incoloros, insaboros. La mayoría de los gases son transparentes, imposibles de tocar, y además carecen de color y sabor. Esto último varía enormemente, sin embargo, y muchos gases poseen un olor característico e incluso un color típico observable.</li><li>Carecen de volumen propio. Por el contrario, ocupan el volumen del contenedor en el que se encuentren.</li><li>No poseen forma propia. También asumen la de su contenedor.</li><li>Pueden dilatarse y contraerse. Tal y como los sólidos y los líquidos, en presencia de calor o de frío.</li><li>Son <a href="https://www.caracteristicas.co/fluidos/">fluidos</a>. Mucho más que los líquidos, los gases carecen prácticamente de fuerzas de unión entre sus partículas, pudiendo perder su forma y desplazarse de un recipiente a otro ocupando todo el espacio disponible.</li><li>Tienen alta difusión. Los gases pueden mezclarse fácilmente entre sí debido al espacio entre partículas que poseen.</li><li>Son solubles. Así como los sólidos, los gases pueden disolverse en <a href="https://www.caracteristicas.co/fisicas-del-agua/">agua</a> u otros líquidos.</li><li>Son muy compresibles. Puede obligarse a un gas a ocupar un volumen más pequeño, forzando las moléculas a estrecharse entre sí. Así es como se obtiene el gas licuado (líquidos)</li></ul><h3>Sublimación de gases</h3>La 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 menos común y suele involucrar condiciones puntuales de presión y de temperatura, pero podemos observarlo en el hielo seco (o hielo de <a href="https://www.caracteristicas.co/dioxido-de-carbono/">CO2</a>) a temperatura ambiente: el bloque sólido desprende un leve vapor que no es otra cosa que la sustancia recuperando su estado gaseoso original.<h3>Evaporación de los gases</h3>La evaporación es un proceso de cambio de fase sumamente común, que conduce a un líquido a convertirse en gas, mediante la añadidura de <a href="https://www.caracteristicas.co/energia/">energía</a> (calor).La ponemos en práctica a diario en la cocina, cada vez que hervimos agua, por ejemplo, o en la ducha cuando el agua muy caliente se convierte en vapor observable como una nube blanquecina.<h3>Condensación de los gases</h3>La 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, permitiéndoles aproximarse y enlazarse más estrechamente, como ocurre sobre un <a href="https://www.caracteristicas.co/vidrio/">vidrio</a> frío en día lluvioso, o sobre las <a href="https://www.caracteristicas.co/plantas/">plantas</a> y otras superficies con el rocío.<h3>Sublimación inversa de los gases</h3>La sublimación inversa, como su nombre lo indica, 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.Cuando las sustancias puras en estado gaseoso se solidifican en forma de cristales, se denomina cristalización. Es el caso de los cristales de hielo que caen durante las nevadas.Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas. <h3>Ley de Boyle - Mariotte</h3>Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: V=KP (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes).Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/d/d/1/dd150040608c421002d139b62f41ff98.png" alt="V_1 \cdot P_1=V_2 \cdot P_2 \,\!"></dd></dl> 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.<h3>Ley de Avogadro</h3>Es aquella en el que las constantes son Presión y Temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n)matemáticamente, la fórmula es:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/d/3/8/d3876e528ecb219f686f9c7b8c68c892.png" alt="\frac{V_1}{n_1}=\frac{V_2}{n_2} \,\!"></dd></dl><h3>Ley de Charles</h3>A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura.Matemáticamente la expresión:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/9/e/d/9edc086929bf33c962e15f9a3f6a31c0.png" alt="\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}"> o <img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/5/2/a/52adc4f5140c3aaf632709d32fc7ac6e.png" alt="\frac{V_1}{V_2}=\frac{T_1}{T_2}"></dd></dl><h3>Ley de Gay-Lussac</h3>La presión de un gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/6/4/d/64d12780487b28b65f63c8f649ef89f6.png" alt="\frac{P_1xV_1}{T_1}=\frac{P_2xV_2}{T_2}"></dd></dl>Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.<h3>Ley de los gases ideales</h3><a name="Ley_de_Boyle_-_Mariotte"></a><a name="Ley_de_Avogadro"></a><a name="Ley_de_Charles"></a><a name="Ley_de_Gay-Lussac"></a><a name="Ley_de_los_gases_ideales" rel="color: rgb(51, 51, 51); font-family: Arial, verdana, helvetica, sans-serif; font-size: 12px; background-color: rgb(255, 255, 255);"></a>Artículo principal: <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Ley_de_los_gases_ideales.html" class="chem_internallink" title="Ley de los gases ideales">Ley de los gases ideales</a> Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/3/6/d/36dc9942e2260960a17f780e56604c13.png" alt="P \cdot V = n \cdot R \cdot T"></dd></dl>siendo P la presión, V el volumen, n el número de <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Mol.html" class="chem_internallink" title="Mol">moles</a>, R la <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_universal_de_los_gases_ideales.html" class="chem_internallink" title="Constante universal de los gases ideales">constante universal de los gases ideales</a> y T la <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Temperatura.html" class="chem_internallink" title="Temperatura">temperatura</a> en Kelvin.El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:<ul><li>R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1 si se trabaja con atmósferas y litros</li><li>R = 8,31451 J·K-1·mol-1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades</li><li>R = 1,987 cal·K-1·mol-1</li><li>R = 8,31451 10-10 erg ·K-1·mol-1</li></ul>De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Grados_Celsius.html" class="chem_internallink" title="Grados Celsius">°C</a> y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende de el estado actual en que se encuentre el gas. V partido por presión<h2>Gases finales</h2>Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos/moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Fuerzas_de_Van_der_Waals.html" class="chem_internallink" title="Fuerzas de Van der Waals">fuerzas de Van der Waals</a>.El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad, tendencia a formar enlaces. Así, por ejemplo, los <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Gas_noble.html" class="chem_internallink" title="Gas noble">gases nobles</a> al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Helio.html" class="chem_internallink" title="Helio">helio</a>, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Hidr%C3%B3geno_molecular.html" class="chem_internallink" title="Hidrógeno molecular">hidrógeno</a>. Menos ideales serán los triatómicos como el <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Di%C3%B3xido_de_carbono.html" class="chem_internallink" title="Dióxido de carbono">dióxido de carbono</a>, el caso del <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Vapor_de_agua.html" class="chem_internallink" title="Vapor de agua">vapor de agua</a> aún es peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Puente_de_hidr%C3%B3geno.html" class="chem_internallink" title="Puente de hidrógeno">puentes de hidrógeno</a> lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos el que tendrá un comportamiento más ideal será el <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Metano.html" class="chem_internallink" title="Metano">metano</a> perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así el <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Butano.html" class="chem_internallink" title="Butano">butano</a> es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es porque cuanto más grande es la partícula fundamental constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química.<h2>Comportamiento de los gases</h2>Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material.Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal.Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen.Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las sustancias.Para entender mejor el comportamiento de un gas siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son:<ul><li>Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no.</li><li>Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula.</li><li>El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente.</li><li>Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene.</li></ul>Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el <a href="https://www.quimica.es/enciclopedia/Hexafluoruro_de_uranio.html" class="chem_internallink" title="Hexafluoruro de uranio">UF6</a>, que es el gas más pesado conocido.Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven.<h2>Ecuación de van der Waals</h2>Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés L.D. van der Waals en 1973. además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel molecular.Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, está relacionada con la presión experimental medida, Preal, por medio de la ecuación:<img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/9/e/a/9eade987b50d867b7e0d204451202d09.png" alt="P_{ideal} = P_{real} + \frac{a\cdot n^2} { V^2}"> donde a es una constante, n es el número de moles y V el volúmen del gas:Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un nivel intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en:<dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/1/9/0/19077ebd0850f36f24bc244d1cf4af67.png" alt="V_{ideal}= V_{real} - n \cdot b"></dd></dl>Donde n es el número de moles del gas b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas.Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, se vuelve a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente:<a name="Gases_finales"></a><a name="Comportamiento_de_los_gases"></a><a name="Ecuaci.C3.B3n_de_van_der_Waals"></a><dl><dd><img src="https://www.quimica.es/enciclopedia/images/math/c/a/c/cac3047bea698b96b0b4bdd9e6cd130b.png" alt="(P+\frac{a\cdot n^2} { V^2}) \cdot (V-nb) = n \cdot R \cdot T \,\!"></dd><dd> </dd><dd> </dd></dl></td></tr></tbody></table>

Ejercicios

Evidencia

Evaluación

Resolver guia anexa GUIA LEY DE BOYLE.GRADO 11-01 ENFASIS EN CIENCIAS NATURALES I.E.T. JOAQUIN PARIS1. Consultar biografia de Boyle2. Hay un gas en un globo de 4.1 L y disminuye a 2.5 La presion inicial de 210 Pa. Calcular la presion final.3. una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presion de 750 mmHg , que volumen ocupara a una presion de 1.2 atm , si la temperatura no cambia.4. A 20°C, un recipiente contiene un gas seco X. E n el siguiente dibujo se muestra el volumen delgas a diferentes presiones. <img src="/web/uploads/629/a7af524dc8-boyle-gases-recipin.jpg">La grafica que mejor describe la variación del volumen cuando cambia la presión es<img src="/web/uploads/629/56833143d7-un-grafico-cualquiera.png"><img src="/web/uploads/629/1f5f1aad36-boyle.png"><img src="/web/uploads/629/cb26a05910-gases-ideales.jpg" style="" sup"="">3 , calcular la presión que debe soportar para que su volumen sea 95 cm3 .9.A temperatura constante, la presión a que están sometidos 200 cm3 de Ne ha sido elevada desde 400 hasta 1000mm Hg .Cual es el volumen que ocupa el gas bajo la nueva presión.10. Un gas a una temperatura de 250 °Cocupa un volumen de 8 L a una presión de 05 atm. Si la presión ahora es de 1.5 atm, cual es el nuevo volumen Nota: enviar al correo <a href="mailto:tareas.quimicabiologia@gmail.com">tareas.quimicabiologia@gmail.com</a>el próximo martes 16 de marzo hasta las 4 p.m

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