INFORME LEY DE LOS GASES Y SUS ECUACIONES

INTRODUCCIÓN

Este este informe se aprenderá y demostrará los gases, así como sus leyes, sus fórmulas y aplicaciones que se han enseñado y usado hace años atrás. El escrito está enfocado en un estudio sobre las influencias de la presión, temperatura y cantidad de moléculas en un gas ideal y cómo éstas afectan o inciden en el volumen ocupado por dicho gas. Un gas es el estado de la materia en el cual las moléculas de la materia se mueven libremente por el espacio que quieran, también es un estado en que las sustancias no tienen volumen ni forma propia si no que se adaptan al recipiente que los contiene. Las moléculas de un gas no tiene fuerza de atracción, por lo tanto en cualquier recipiente sin importar su tamaño, el gas lo ocupara completamente puesto que poseen propiedades por las cuales se pueden expandir.

OBJETIVOS

·         Brindar un patrón para explicar las propiedades de los gases, términos de los movimientos de las partículas y de las fuerzas de atracción que existen entre estas.

·         Conocer cuáles son las leyes de los gases cuáles son sus fórmulas quienes las crearon entre otras cosas.

·         Cuales son sus tipos de aplicación en la actualidad, como se da su proceso de inicialización.

MARCO TEÓRICO

GAS

Estado de agregación de la materia que bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece como tal. Las moléculas que lo componen casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, el volumen ocupado por el gas depende de la presión, la temperatura y de la cantidad o número de moles.

Propiedades de los gases:

·         Fácilmente compresibles, debido a los espacios vacíos entre unas y otras moléculas

·         Adoptan la forma del recipiente que los contiene.

·         Ocupan por completo el volumen de su recipiente contenedor.

·         Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables.

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.

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.

3.      VOLUMEN: Es el espacio ocupado por un cuerpo.

4.      DENSIDAD: Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.

5.      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.

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.

Gas Ideal: Un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí se les llama gases ideales.

Diferencias entre Gas Ideal y Gas Real.

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 leyesde 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 la pared eso con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques.

6. 4. El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.

5. No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6. Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Leyes de los Gases: Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados a finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Para los gases ideales hay una ecuación que describe con claridad y normalmente la relación entre presión, volumen, temperatura y cantidad de materia (en moles):

                                                                    PV=nRT

P: presion absoluta.

V: Volumen

T: temperatura absoluta

R: costante universal de los gases

n: número de moles de gas

I.            Ley de Boyle

La ley de Boyle “muestra que, a temperatura constante, el producto entre la presión y el volumen de un gas ideal es siempre constante”. Fue publicado en 1662. Se puede determinar experimentalmente con un manómetro y un recipiente de volumen variable. También se pueden encontrar a través del uso de la lógica, si un contenedor, con una cantidad fija de moléculas en el interior, se reduce en volumen, más moléculas impactan en los lados del recipiente por unidad de tiempo, provocando una mayor presión.

Tenemos un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P1. Si variamos la presión a P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V2, 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 P1V1 = P2V2.

Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita

Despejamos V2:

EJEMPLO

Se tiene un volumen de 400 cm3de oxígeno a una presión de 380 mm de Hg.
¿Qué volumen ocupará a una presión de 760 mm de Hg, si la temperatura permanece constante? 

Según la expresión matemática

V1= 200 cm3

II. Ley de Charles.

“A presión constante, el volumen de una masa dada de gas, varia directamente con la temperatura absoluta”. La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue descubierta en 1678. Se mide en grados Kelvin. Esto se puede encontrar utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con calentamiento o enfriamiento.



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:
T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273 ) K= 283 K
Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:






Ahora, despejamos V2:



Respuesta:

Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L.

EJEMPLO

Se tiene 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700 cm3a 12°C y calentamos el gas hasta27°C. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas?

Volumen inicial = 700 cm3

Temperatura inicial = 12 + 273 = 285 K

Temperatura final = 27 + 273 = 300 K

Según la expresión matemática: V2=V2= 665cm3


III. Ley de gay-Lussac

“A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura”Él fue un Químico y físico francés conocido por sus estudios sobre las propiedades físicas de los gases. Después de impartir la enseñanza en diversos institutos fue, desde 1808 hasta 1832, profesor de física en la Sorbona.

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:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
Ahora sustituimos los datos en la ecuación:





Ahora despejamos T2:

Respuesta:

La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos

233,5 − 273 = −39,5 °C.

IV. Ley de Avogadro.
“Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. “Es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amadeo Avogadro, quien en1811 afirmo esta ley.

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 V2, para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V2), y hacemos:



Respuesta:

El nuevo volumen (V2), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n2), es ahora 5,6 L

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 (n1), que está a una presión (P1), ocupando un volumen (V1) a una temperatura (T1).

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 fómula nos permite calcular el volumen molar de un gas (n):


A modo de experimento, a la misma cantidad fija de gas (n1) le cambiamos el valor a alguna de las variables tendremos entonces una nueva presión (P2), un nuevo volumen (V2) y una nueva temperatura (T2).

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 (n1) es la misma y que la constante R tampoco varía.

Entonces, despejamos n1R en ambas ecuaciones:



Marcamos con rojo n1R para señalar que ambos resultados deben ser iguales entre sí, por lo tanto:

Aplicación de los gases

Gases medicinales:

Son aquellos gases que por sus características específicas son utilizadas para el consumo humano y aplicaciones medicinales en instituciones de salud y en forma particular como:

·         Oxigeno

·         Óxido nitroso

·         Aire medicinal

Otros gases: Helio, Dióxido de carbono, Nitrógeno.

Campos de aplicación más usuales.

·         Terapia Respiratoria.

·         Reanimación.

·         Unidad de cuidados intensivos.

·         Anestesia.

·         Creación de atmosferas artificiales.

·         Tratamiento de quemaduras.

Aplicación en la parte industrial

Para la preparación y llenado de los tanques de oxígeno, nitrógeno, hidrogeno, helio, argón, acetileno, neón, freón, metano, etano, propano, butano, etc. que se usan en la industria en general, y algunos en medicina. En los hornos de secado de diferente clase, en las cámaras frigoríficas y cuartos fríos. En la criogenización. En la destilación de aceites esenciales para perfumería. En la preparación de fideos y pastas en general. En la fase de esterilización de alimentos enlatados. En la liofilización de medicamentos, tales como hormonas, vacunas, antibióticos, vitaminas. En los reactores de síntesis orgánica. En el diseño y fabricación de plantas químicas para manufactura de síntesis orgánica. En maquinaria que trabaja con gases comprimidos.

En anestesiología.

Como vemos las aplicaciones de los gases tienen múltiples concentraciones. Son utilizados para acelerar o frenar procesos, calentar, enfriar, alterar y preservar productos. Son "trabajadores invisibles" que llevan cabo servicios invaluables para el hombre y el medioambiente, tales como: mantener frescos los alimentos, ayudarnos a respirar, y limpiar y mejorar la calidad del agua, entre otros. En suma, los gases están involucrados en el mantenimiento de la salud y el mejoramiento de localidad de vida