Experimentos con gases
Actividad 1ª: Entra en esta página y observa las 4 simulaciones que se muestran:
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/gasesv6.swf
(Nota: para que funcione la simulación en “flash”, el navegador necesita tener el lector de Flash instalado)
ATENCIÓN: ESTE EJERCICIO SE DEBE DE REALIZAR OBLIGATORIAMENTE SEGÚN EL ORDEN Y EL PROCEDIMIENTO SIGUIENTE:
1º) Observa los 4 casos que presenta la simulación de la página anterior.
2º) Toma nota en un cuaderno, y explica, QUÉ OCURRE en cada una de ellas, Y POR QUÉ.
Documéntate en diferentes fuentes textos, libros, páginas de Internet y construye tu aporte.
3) Lee los aportes que se encuentren en el Blog, para evitar repetir; se trata de complementar, corregir o plantear dudas.
4) Aporta tus conclusiones y comentarios MUY SINTETIZADOS Y CON BUENA REDACCIÓN CIENTÍFICA. No repitas lo ya dicho (sobre todo, si es incorrecto 
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¡Suerte!
por El_BB en Aprendizaje/TIC. Etiquetas: actividades, Aprendizaje/TIC, enseñanza, fisica, gases, practicas, quimica, TIC.
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Comentarios de " Actividades de química: Gases "
Subscríbete a los comentarios con rss o deja un TrackbackPara entender el comportamiento de los gases es necesario entender que por definición hacen referencia al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Hay cuatro leyes que definen el comportamiento de los gases: Ley de Boyle – Mariotte, Ley de Avogadro, Ley de Charles, Ley de Gay-Lussac, Ley de los gases ideales. En la experiencia uno lo que ocurres que cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, pero la temperatura es constante; la experiencia dos se puede explicar por medio de la ley de los gases reales la cual dice que 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 fuerzas de Van der Waals. La experiencia tres es posible explicarla por la ley de Charles y Ley de Gay-Lussac ya que a una presión dada, al volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura , , para explicar la cuarta experiencia se dice que a mayor cantidad de gas aumenta el volumen, y no necesariamente aumenta su temperatura su presión es constante. Para explicar la experiencia 4 es necesario verificar que la principal composición de los gases son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que hace que no tengan forma ni volumen definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que lo contiene(con esto se explica la experiencia 4
los gases, tema de esta actividad son mucho mas sencillos que los solidos y los liquidos. lo que pude observar en las simulaciones es que el moviento molecular de los gases resulta tatalmente aleatorio y la fuerza de atraccion entre sus moleculas son tan pequeñas que cada una de ellas se mueve en forma libre y independiente de las otras, sujeto a las formas de temperatura y presiòn. Las leyes que determinan, este comportamiento son las siguientes: ley de Boyle -Mariotte, ley de Avogadro, ley de Charles, ley de gay lussac.
En el comportamiento de los gases necesariamente necesitamos entender la definición que hacen referencia al estado de agregación de la materia ya que no tiene forma ni volumen propio.En ella encontramos cuatro leyes que definen el comportamiento de los gases: Ley de Boyle – Mariotte, Ley de Avogadro, Ley de Charles, Ley de Gay-Lussac, Ley de los gases ideales. En la experiencia uno lo que ocurre es que cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, pero la temperatura es constante;en la segunda simulación se puede explicar por medio de la ley de los gases reales la cual dice que 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 y moléculas se establecen unas fuerzas pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas,o fuerzas de Van der Waals. La simulación tres explica la ley de Charles y Ley de Gay-Lussac a una presión dada, al volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura ,en la cuarta simulación se muestra que a mayor cantidad de gas aumenta el volumen,no necesariamente aumenta su temperatura, su presión es constante.
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, Al aumentar el volumen, las partículas 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.
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.
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 y moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles: 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.
En esta actividad se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.Se denomina GAS al estado de agregacion de la materia que no tiene forma ni volumen propio,su principal composicion son moleculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atraccion, haciendo q no tenga volumen y forma definida.Los gases estan constituidos por particulas q estan en constante movimiento y estas se mueven muy rapido,en la primera actividad las moleculas tiene un movimiento lento asi se compriman, en cambio al estar en contacto con el fuego estaS se mueven mas rapido.Segun la hipotesis de Avogadro el dice: q los volumenes iguales de todos los gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presion, contienen el mismo numero de moleculas, entoces la relacion q existe entre los volumenes de los gases debe ser la misma q hay entre las moleculas, debemos recordar q las moles de los gases tiene igual numero de moleculas y el principio de Avogadro nos indica q deben ocupar iguales volumenes a las mismas condiciones de temperatura y presion.En la primera actividad la presion aumenta de 1 atm a 2atm, en la segunda actividad al exponerlo al fuego esta sigue igual, la tercera actividad al estra en contacto con el fuego se observa q la presion aumenta y las molecuals se mueven mucho mas rapido q los anteriores, en la ultima actividad aumentan las particulas de gas y la presion sigue igual.
En las actividades se evidencia los principios que se usaron para postular las leyes que cumplen los gases.
en la primera situacion al disminuir el volumen del gas tambien disminuye la distancia recorrida por las moleculas,entonces estas moleculas “golpean”con mas frecuencia las paredes de el recipiente aumentando la presion que el gas ejerce en el recipiente.
Al aumentar la temperatura de un gas la energia cinetica de las moleculas tambien aumenta asi a una presion fija,el volumen aumenta.
Cuando el volumen es fijo y se aumenta la temperatura la energia cinetica de las moleculas
tambien aumenta y hace que estas se muevan con mayor velocidad aumentando asi la presion del gas en el recipiente que lo contiene.
Al ver estos comportamientos de los gases charles postulo “A presion constante,el volumen de los gases varia directamente proporcional a su temperatura absoluta.”
boyle postulo “A temperatura constante,el volumen de una muestra de gas seco varia en forma inversamente proporcional a la presion que se someta.”
En el primer caso lo que susede es que al aumentar el volumen, las partículas 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.Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
En el siguiente caso nos plantea la ley de Jack Charles el cual en 1787, estudió por primera vez 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 que al enfriar el volumen disminuía.en este segundo caso obserbamos que esto ocurre porque Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).
en el tercer caso pudimos comprovar la ley de Gay Lussac la cual nos dice 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 ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.
En el cuarto y ultimo caso se comprovo la ley de avogadro esta establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.
-en la primera simulacion lo que sucede es que al aumentar la presion las particulas estan mas unidas entre si, y la temperatura permanece constante, esto se relaciona con la ley de Ley de Boyle – Mariotte que dice que 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.
- en la segunda simulacion se observa que al incrementar la temperatura la presion permanece constante, lo cual permite que las particulas esten mas separadas y puedan chocar con las paredes del recipiente mas lentamente.
-en la tercera simulacion se observa que al incrementar la temperatura las particulas o atomos chocan rapidamente con las paredes del recipiente que las contiene, y por lo tanto el voloumen permanece constante. esto sucede ya que al aumentar la temperatura aumenta la reaccion de las particulas lo anterior esta relacionado con la Ley de Gay-Lussac que dice que La presión de un gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura.
-En la ultima simulacion se observa que la presion es baja, pero al agregarle un poco mas de volumen las particulas de gas van aumentando considerablemente.
con las simulaciones anteriores sobre los gasese sabemos que un gas es un 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.
tambien que existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas, como la ley de Boyle – Mariotte, la ley de avogadro, la ley de charles, Ley de Gay-Lussac, Ley de los gases ideales, etc entre otras leyes que son fundamentales para el estudio y composicion de los gases.
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 los gases ideales. (2)
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 llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
1. – Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula esta 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 numero total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede 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 numero de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio,
4. – El volumen de las moléculas es una fracción despresiablemente 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 liquida pueden ser miles de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que nuestra suposición sea posible.
5. – No actuan fuerzas apresiables 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 elasticos y de duración despresiable. 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.
La termodinámica se ocupa solo de variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen. Sus leyes básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la materia esta formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística, que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que se aplican en los átomos que forman el sistema.
No existe una computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de oxigeno, por ejemplo. Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian demasiados voluminosos para ser útiles.
Afortunadamente, no son importantes las historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se trata de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, aplicamos las leyes de la mecánica estadísticamente con lo que nos damos cuenta de que podemos expresar todas las variables termodinámica como promedios adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella. En realidad el numero de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades.
Podemos aplicar las leyes de la mecánica estadísticamente a grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado teoría cinética, en el que procederemos en una forma más física, usando para promediar técnicas matemáticas bastantes simples.
En otro nivel, podemos aplicar las leyes de la mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría cinética. Este enfoque desarrollado por J. Willard Gibbs (1839-1903) y por Ludwig Boltzmann (1844-1906)entre otros, se llama mecánica estadística, un termino que incluye a la teoría cinética como una de sus ramas. Usando estos métodos podemos derivar las leyes de la termodinámica, estableciendo a esta ciencia como una rama de la mecánica. El florecimiento pleno de la mecánica estadística (estadística cuántica), que comprende la aplicación estadística de las leyes de la mecánica cuántica, más que las de la mecánica clásica para sistemas de muchos átomos.
La termodinámica se ocupa solo de variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen. Sus leyes básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la materia esta formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística, que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que se aplican en los átomos que forman el sistema.
No existe una computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de oxigeno, por ejemplo. Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian demasiados voluminosos para ser útiles.
Afortunadamente, no son importantes las historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se trata de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, aplicamos las leyes de la mecánica estadísticamente con lo que nos damos cuenta de que podemos expresar todas las variables termodinámica como promedios adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella. En realidad el numero de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades.
Podemos aplicar las leyes de la mecánica estadísticamente a grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado teoría cinética, en el que procederemos en una forma más física, usando para promediar técnicas matemáticas bastantes simples.
En otro nivel, podemos aplicar las leyes de la mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría cinética. Este enfoque desarrollado por J. Willard Gibbs (1839-1903) y por Ludwig Boltzmann (1844-1906)entre otros, se llama mecánica estadística, un termino que incluye a la teoría cinética como una de sus ramas. Usando estos métodos podemos derivar las leyes de la termodinámica, estableciendo a esta ciencia como una rama de la mecánica. El florecimiento pleno de la mecánica estadística (estadística cuántica), que comprende la aplicación estadística de las leyes de la mecánica cuántica, más que las de la mecánica clásica para sistemas de muchos átomos.
Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas situadas a gran distancia entre si, y su volumen se considera despreciable con comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas. Las moléculas de un gas son totalmente independientes; experimentan atracciones o repulsiones intermoleculares demasiado débiles por lo que se considera despreciables. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento aleatorio continuo, en forma desordenada chocan entre si y contra las paredes del recipiente, originando la presión del gas. Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de energía cinética aunque puede existir trasferencia de energía entre las moléculas que chocan. La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Temperatura, presión y volumen son tres parámetros fundamentales que caracterizan a los gases, los tres están íntimamente relacionados. La forma en que se estudio la conexión entre ellos confirman una regla del método científico: para estudiar un sistema conviene mantener constantes la mayor cantidad de variables. De esta manera, las leyes de los gases se conocen con el nombre de su descubridor quien mantuvo invariable uno de los tres parámetros gaseosos.
Ley de Boyle (temperatura constante), Ley de Charles (presión constante), ley de Gay-Lussac (volumen constante). Estas leyes son validas para los llamados gases ideales, se dice que los gases a baja presión y alta temperatura se comportan idealmente. Cuando estas condiciones no se satisfacen, los gases se desvían del comportamiento ideal.
Los gases se expanden uniformemente. Pueden llenar cualquier recipiente, no importa que tan grande sea. Se infunde rápidamente uno en otro, tienden a desplazarse hacia puntos con menor presión, ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene. La presión crece con la temperatura si el gas esta encerrado en un recipiente rígido, a presión constante el volumen del gas crece con la temperatura, su densidad es muy pequeña comparada con los otros dos estados, “liquido y sólido”.
La ecuación que representa la ley de los gases ideales o perfectos, al estar basada en las leyes individuales de los gases, siempre y cuando tengan un comportamiento ideal, resume la relación entre la masa de un gas y las variables P, V y T. En una mezcla de gases, la presión total ejercida por los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en las mismas condiciones.
El estado de un gas queda determinado al relacionar cuatro magnitudes: volumen (V), temperatura (T), presión (P) y cantidad de gas expresada en moles (n). Las leyes que establecen estas relaciones son: ley de Boyle, Ley de charles. La constante R, denominada constante de los gases ideales o constante universal de los gases, tiene el mismo valor para todos los gases y puede calcularse a partir del volumen molar y de las denominadas condiciones normales de un gas (0 ºC y 1 atm).
Un gas es una sustancia que normalmente se halla en estado gaseoso a temperaturas y presiones ordinarias;un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que es lìquida o sòlida a temperaturas y presiones normales.
Los elementos y compuestos que son gases en condiciones normales son los no metales, estos son menos densos que los lìquidos o sòlidos, al mezclarlos forman soluciones homogèneas y se expanden tomando la forma del recipiente que los contenga, es decir,que no tienen volumen propio.
simulaciones:
1.-Aumento de la presiòn en la constante temperatura.
En esta simulacion se observa un èmbolo donde las molèculas se encuentran en constante movimiento; al ejercer una fuerza sobre èste, estè se baja comprimiendose donde disminuye el volumen, aumenta la presion y la temperatura se mantiene constante,lo anterior se relaciona con la ley de Boyle, dice, que a temperatura constante el volumen de una muestra de gas es inversamente proporcional a la presion del gas.
2.-Aumento de temperatura en la constante volumen.
En esta simulación hay un aumento de temperatura donde las molèculas se desplazan màs ràpido y se expanden por la presencia del calor aumentando su presion- temperatura y manteniendo constante el volumen.Se relaciona con la ley de charles-Gay Lussac donde esta relaciona la temperatura -volumen.Demostrando que a una presion constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse.
3.-Aumento de la temperatura en la constante presion.
En esta simulaciòn las moleculas estan comprimidas bajo la fuerza de presion,
al suministrarle calor se expande aumetando su temperatura y manteniendo constante la presion.Se relaciona con la ley de Charles dice, que a presion constante el volumen de una muestra de gas es directamente proporcional a la temperatura kelvin ò absoluta.
4.- Aumento del número de gas en las particulas.
En esta simulación las molèculas se desplazan libremente, hay màs movimiento en ellas cuando se le suministra una sustancia en estado gaseoso.Se relaciona con la ley de
Avogadro que afirma que el volumen de un gas a temperatura y presion constante es directamente proporcional al nùmero de molèculas n,del gas.
En general el movimiento molecular de los gases siempre está en constante movimiento ya que se mueven en forma libre e independiente.Donde èstos estàn sujetos a diferentes cambios que se relacionan con las leyes anteriormente enunciadas y que estan contenidas en la ecuaciòn del gas ideal.
son todos re puto
Gracias por la info, igual a los comentarios.
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