CIENCIA

I.E.M. MARCO FIDEL SUAREZ

C

IENCIA Y JUSTICIA SOCIA

L

INSTITUCIÓN EDUCATIVA MUNICIPAL

“MARCO FIDEL SUÁREZ” Pasto

Área: Ciencias naturales y educación ambiental

Asignatura: Química.

Grado 11 2021 Fecha de entrega: 06 29 2021 fecha de recepción de trabajos: 07 -10- 2021

Estudiante: ________________________________________

Profesor: Oswaldo Maya Oliva. ¿Los estados de agregación de la materia inciden en la dinámica del universo, los planetas y los seres vivos?

Competencias: Explico las propiedades generales y estructurales de los estados de agregación de la materia. Aplico en mi cotidianidad lo aprendido diferenciando con claridad cada estado de la materia. Valoro la importancia de la preservación y conservación de las sustancias materiales en nuestro ambiente.

Las sustancias que conforman el planeta tierra se presentan en uno de tres estados fundamentales: sólido, líquido o gaseoso. Además de estos, existen otros estados, que no son más que derivados de los tres anteriores. Por ejemplo, los coloides, que son un estado intermedio entre sólido y líquido; En el universo existe el estado plasma, que se presenta cuando un gas se somete a temperaturas extremadamente elevadas, a más de 10.000 °C, como ocurre en el Sol y otras estrellas y el estado condensado que es teórico, de mínima energía cinética a – 273oC o a 0oK Los diferentes estados de la materia se explican de acuerdo con modelos en los que los átomos, iones o moléculas constitutivas están sometidas a una serie de fuerzas e interacciones que tienden a separarlas o a mantenerlas unidas, según sea el caso. Estas fuerzas tienen magnitudes diferentes dependiendo del tipo de material del cual se trate. Por ejemplo, podemos observar fácilmente cómo un bloque de hielo se funde a una temperatura próxima a 0 °C, mientras que uno de mantequilla lo hace alrededor de los 30 °C. ¿A qué se deben estas diferencias de temperatura? Si suministramos calor a estas sustancias, eventualmente se convertirán en gases o vapores. ¿Cómo y por qué ocurren estos cambios? Características básicas de los diferentes estados de agregación de la materia. Fuerzas de atracción entre moléculas. Las sustancias están constituidas por átomos, iones o moléculas. Estas partículas se hallan sujetas a fuerzas de atracción o cohesión y fuerzas de repulsión que son el resultado de la energía cinética molecular que las mantiene en constante movimiento, cuyas magnitudes son proporcionales a la temperatura a la que se encuentren las sustancias. El estado de agregación de una sustancia, bajo unas determinadas condiciones de temperatura y presión, es el resultado de la relación entre las fuerzas de cohesión y de repulsión dependientes de la energía cinética molecular de

las partículas constituyentes de dicho material. A partir de esta relación podemos clasificar las sustancias como gases, líquidos y sólidos. Así mismo, si modificamos las condiciones de presión y temperatura, provocaremos cambios de estado.

SÓLIDOS PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS . Los sólidos tienen forma definida, independientemente del recipiente que los contiene, debido a que sus partículas se encuentran adheridas rígidamente entre sí. . Los sólidos poseen un volumen definido, pues, como se mencionó anteriormente, los átomos o moléculas de un sólido no poseen movimiento de translación sino únicamente de vibración en torno a puntos fijos. . Comparados con los líquidos o los gases, los sólidos presentan una difusión en extremo lenta, debido a que sus moléculas ocupan posiciones fijas de las que apenas pueden separarse. . Los sólidos son incompresibles, debido a que sus moléculas están muy cerca unas de otras. Al comprimirlos por lo general se deforman. . Cuando una sustancia se solidifica, sus moléculas disminuyen la agitación térmica y se ordenan de formas particulares, dando lugar a estructuras geométricas definidas, que se repiten en todo el volumen del sólido y se denominan cristales. Sólidos cristalinos y amorfos De acuerdo con la manera como una sustancia cambia al estado sólido, ya sea desde el líquido o del gaseoso, su estructura interna, es decir, la organización de sus moléculas, será diferente. Así, cuando el cambio de estado ocurre gradualmente, se obtiene un sólido cristalino, en el cual las partículas se ubican de forma ordenada en una red tridimensional, estableciéndose la máxima atracción entre ellas. Esta distribución da lugar a estructuras poliédricas, llamadas cristales. Por el contrario, cuando el enfriamiento ocurre abruptamente, las partículas poseen una distribución desordenada, obteniéndose lo que se denomina un sólido amorfo o vidrio. En un vidrio las partículas tienen casi la misma distribución que en los líquidos, salvo que su movimiento de translaciones ha cesado, perdiendo así su fluidez. Los cristales son estructuras homogéneas, limitadas por superficies planas o caras cristalinas, que se cortan formando ángulos. La magnitud de estos ángulos es propia de cada elemento o compuesto. Las hermosas caras angulares, planas y suaves de los cristales son la manifestación externa de un maravilloso orden interno. Las posiciones que ocupan las partículas de un sólido cristalino se pueden determinar por medio de una técnica basada en la difracción de rayos X. La forma como éstos son difractados por los electrones de las unidades estructurales del cristal (átomos, iones o moléculas), da información sobre las distancias y ángulos entre átomos. Si se representa el centro de cada partícula por un punto y se imagina su distribución en el espacio, se tendrá lo que se llama red cristalina espacial. Para el estudio de un cristal se escoge una porción mínima del mismo, llamada celda unidad, considerada como representativa de todo el conjunto, de tal manera que, si esta celda es desplazada en las tres dimensiones del espacio, sea posible reconstruir todo el sistema. Elementos de un cristal. Un cristal se compone de: Caras o superficies que lo limitan, aristas o intersecciones entre dos caras y vértices o ángulos sólidos formados por la convergencia de varias caras. Adicionalmente, podemos identificar: . El plano de simetría: plano imaginario que divide un cristal en dos partes iguales, siendo una la imagen especular de la otra. . El centro de simetría: punto en donde se cortan todos los ejes de simetría, de manera tal que toda recta que pase por este centro une puntos simétricos del cristal. En un cristal que posee centro de simetría (C), a cada punto A le corresponde otro punto A, de tal forma que las distancias AC son exactamente iguales a A’C

. El eje de simetría: línea imaginaria sobre la cual podría girar el cristal, presentando dos, tres, cuatro o seis veces la misma forma durante una revolución completa. . Los ejes cristalográficos. Son líneas imaginarias que pasan por el centro del cristal. En la mayoría de los casos, un eje cristalográfico coincide con un eje de simetría. Estos ejes forman ángulos cristalográficos, que pueden ser de tres tipos: alfa (a), beta (b) y gamma (g). Propiedades físicas de los cristales . Clivaje: cuando un cristal se rompe, sus partículas tienden a mantener la forma del cristal mayor. El clivaje produce cristales más pequeños, pero del mismo tipo. En algunos casos los planos de clivaje facilitan el tallado de algunos cristales. . Anisotropía: es la propiedad de propagar el calor y la luz con igual velocidad en todas las direcciones, dependiendo del sistema cristalino a que pertenezca. . Polarización de la luz: cuando un rayo de luz pasa a través de ciertos cristales, se divide en dos haces, como resultado de la doble refracción que experimentan las ondas al cambiar su medio de propagación. A la luz resultante que vibra en un solo plano se le conoce como luz polarizada y es muy útil en análisis químicos para determinar la actividad óptica de las sustancias. Los cristales que polarizan la luz se llaman polarizadores. Ya estudiamos la existencia de tres estados de la materia en la naturaleza ahora es importante mencionar dos estados más el de máxima energía cinética molecular llamado estado plasma que lo presentan el sol y las estrellas¸ El estado plasma es un gas ionizado, o sea, los átomos que lo componen se han separado de algunos de sus electrones o de todos ellos. De esta forma el plasma es un estado parecido al gas, pero compuesto por electrones, cationes (iones con carga positiva) y neutrones, todos ellos separados entre sí y libres, por eso es un excelente conductor. y un estado posible en laboratorio avanzado llamado estado condensado donde la materia se hallaría a una mínima temperatura absoluta es decir 0oK (cero grados Kelvin), para mencionar cinco estados de la materia en el universo. Tipos de sólidos cristalinos: iónicos, covalentes, moleculares, metálicos Características, propiedades ejemplos Cristales iónicos: Al estar formados por aniones y cationes de distinto tamaño, las fuerzas de cohesión son debidas a enlaces iónicos, por lo que la energía del enlace oscila en torno a los 100 Kj/mole, son Duros y frágiles, tienen elevado punto de fusión, son buenos conductores del calor y la electricidad en estado líquido. Ejemplos: Al2O3, NaCl, BaCl2. Sales Silicatos Cristales covalentes: En éstos las fuerzas de cohesión son debidas a enlaces covalentes, por lo que las uniones presentan energías del orden entre 100 y 1000Kj/mole, son duros e incompresibles, malos conductores del calor y la electricidad, son ejemplos de ellos grafito, diamante, cuarzo. Cristales moleculares: Constituidos por moléculas en las que sus fuerzas de cohesión son debidas a puentes de hidrógeno y a fuerzas de Wan der Waals, que son de intensidad reducida, por ello su energía de cohesión es del orden de 1Kj/mole, son blandos, compresibles y deformables, malos conductores del calor y la electricidad y son ejemplos de éstos: SO2, I2, H20 en forma de hielo. Cristales metálicos: cada punto de masa lo constituye un átomo de metal, los electrones están deslocalizados, moviéndose por todo el cristal, tienen muy buena resistencia ante esfuerzos externos, son buenos conductores del calor y la electricidad, son ejemplos: Li, Ca, Na, Fe, Cu.

Líquidos Comparados con los gases, los líquidos son mucho más densos. Esto quiere decir que las moléculas están más próximas entre sí. Dado que las partículas de un líquido también se hallan en continuo movimiento, según la teoría cinético-molecular, al estar más próximas entre sí, los choques de unas moléculas con otras son más frecuentes, al tiempo que la movilidad molecular es más restringida. Esta teoría también establece que cuando un par de moléculas se encuentran demasiado cerca, se repelen, debido a que ambas poseen las mismas cargas externas. El equilibrio entre las fuerzas de repulsión y atracción contribuye a mantener las moléculas en continuo movimiento. Las partículas en un líquido se hallan sujetas por fuerzas suficientemente altas como para mantenerlas juntas y cerca, pero no tan fuertes como para impedir que dichas partículas puedan deslizarse unas sobre otras, haciendo de las sustancias líquidas, fluidos. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS . Los líquidos poseen volumen constante, debido a que las fuerzas de atracción intermoleculares son relativamente altas como para impedir que las sustancias líquidas se expandan, como ocurre con los gases. . Adoptan la forma del recipiente que los contiene ya que sus moléculas se pueden deslizar unas sobre las otras. Tienen forma variable. . Tienen capacidad de difusión lenta, debido a que las distancias intermoleculares son más pequeñas. . Poseen viscosidad variable. Así, algunos líquidos, como el aceite, fluyen lentamente, mientras que otros como el agua, lo hacen con mayor rapidez. . Son prácticamente incompresibles. Aún a temperaturas muy altas, su volumen se altera muy poco, debido a que el espacio libre entre las moléculas es mínimo. . La cohesión entre las moléculas de un líquido es uniforme hacia todas las direcciones. Sin embargo, sobre la superficie de contacto con otras sustancias, por ejemplo, el aire sobre un recipiente, se produce un desequilibrio de

fuerzas, resultante de la atracción diferencial entre las partículas del líquido y entre éstas y las del aire. El resultado es una fuerza, llamada tensión superficial. Su acción puede observarse, por ejemplo en la formación de gotas o al colocar objetos ligeros sobre la superficie del líquido, que flotarán, sostenidos por esta fuerza. . El ascenso espontáneo de un líquido dentro de un tubo estrecho, es un rasgo fundamental de ellos y se conoce como capilaridad. Este fenómeno es consecuencia de las fuerzas de cohesión entre las partículas del líquido y las fuerzas de atracción entre el líquido y las paredes del recipiente, llamadas fuerzas de adhesión. Si las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, éste subirá por la pared del recipiente. En cambio si la cohesión es mayor que la adhesión, el líquido no ascenderá sino que formará un especie de curva cóncava en la superficie de contacto con el tubo, llamada menisco. Por ejemplo, el agua es atraída por las paredes de los conductos vasculares de las plantas, lo que permite que esta ascienda desde las raíces hacia las partes altas. Los sólidos En los materiales sólidos las fuerzas de atracción intermoleculares son mucho más potentes que entre las partículas de líquidos y entre las partículas de gases. Esta situación se presenta en sustancias iónicas metálicas y en enrejados. Una sustancia existe en estado sólido porque las fuerzas de atracción entre sus moléculas son superiores a las fuerzas de dispersión debidas a la agitación térmica. En un sólido, las partículas se mantienen juntas y ordenadas en una estructura rígida donde sólo poseen movimiento vibracional. La velocidad de vibración depende de la temperatura, así, al aumentar ésta, la vibración se hace más fuerte. Actividad 1 1. ¿Cuáles son las causas para que una sustancia se halle en uno u otro estado? 2. ¿Explico en términos de moléculas, qué diferencias presenta una sustancia sólida, una líquida y una gaseosa? si pertenecen a un mismo compuesto, tomo como ejemplo el agua. 3. ¿Por qué se consideran como fluidos a los gases y a los líquidos? 4. ¿Por qué razón al congelar el agua aumenta su volumen? Y ¿qué consecuencias trae a su densidad? Observa la siguiente gráfica y explica las situaciones planteadas a continuación: 5. A continuación indico, en forma concreta, diferencias entre los tres estados de la materia:

Items / estados Sólido líquido Gas

Forma

Volumen

Difusión

Compresibilidad

Dilatación

Viscosidad

Fluidez

Fuerzas de cohesión

Fuerzas de repulsión

Fuerzas de Wan der - Waals

Densidad

6. A temperaturas mayores de 1.000.000 °C, las partículas que conforman los gases se rompen y pasan al estado plasma, como sucede en las estrellas como el Sol, que están conformadas por helio e hidrógeno. A estas temperaturas las moléculas se mueven tan rápidamente que se rompen los átomos y forman fracciones, liberando gran cantidad de energía que se puede usar, por ejemplo, para obtener electricidad. a) ¿En qué fenómenos naturales se pueden alcanzar temperaturas por encima de 1.000.000 °C? b) ¿Qué otras aplicaciones se le puede dar a la gran cantidad de energía que proviene del estado plasma?

GASES

¿Por qué el conocimiento del comportamiento de los gases es tan importante en procesos industriales, en la dinámica de los seres vivos y en la preservación y conservación del medio ambiente?

Según la teoría cinético-molecular, los gases presentan las siguientes características: . Los gases están compuestos por partículas muy pequeñas llamadas moléculas. La distancia que hay entre las moléculas es muy grande comparada con su tamaño; esto hace, que el volumen total que ocupan sea solo una fracción muy pequeña comparada con el volumen total que ocupa todo el gas. Este enunciado explica la alta expansibilidad, compresibilidad y la baja densidad de los gases . Cuando dos o más gases se hallan ocupando el mismo espacio, sus partículas se entremezclan completa y uniformemente, por lo que se dice que los gases poseen una alta miscibilidad. Algunas sustancias que se presentan en estado gaseoso, a temperatura ambiente son: el nitrógeno (N2), el oxígeno (O2), el hidrógeno (H2), el dióxido de carbono (CO2) y el cloro (Cl2). El oxígeno y el hidrógeno son los elementos constitutivos del agua, sin la cual no hubiera sido posible el desarrollo de la gran variedad de seres vivos que habita el planeta Tierra. . No existen fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas. Las moléculas de un gas se encuentran en un estado de movimiento rápido constante, chocan unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene de una manera perfectamente aleatoria. La frecuencia de las colisiones con las paredes del recipiente explica la presión que ejercen los gases. Todas estas colisiones moleculares son perfectamente elásticas; en consecuencia, no hay pérdida de energía cinética en todo el sistema. Una pequeña parte de esa energía puede transferirse de una molécula a otra durante la colisión. . La energía cinética promedio por molécula del gas es proporcional a la temperatura medida en Kelvin y la energía cinética promedio por molécula en todos los gases es igual a la misma temperatura. Teóricamente a cero Kelvin no hay movimiento molecular y se considera que la energía cinética es cero. Con estos enunciados es posible explicar el comportamiento de los gases frente a las variaciones de presión y temperatura. Por ejemplo: El aumento que experimenta el volumen de un gas cuando se aumenta la temperatura, se explica porque al aumentar la temperatura del gas, se aumenta la agitación térmica de sus moléculas, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad y describen trayectorias mucho más amplias, de manera que el espacio ocupado por dichas moléculas es mayor que el que ocuparían a temperaturas más bajas. El aumento de presión que experimenta un gas cuando se reduce su volumen se interpretaría de la siguiente manera: para una cantidad fija de moléculas encerradas en un recipiente, la presión será tanto mayor cuanto menor sea el volumen, ya que las colisiones de dichas partículas contra las paredes del recipiente serán tanto más frecuentes cuanto menor sea la cantidad de espacio disponible para sus movimientos. Los gases que se ajustan a estos enunciados se llaman gases ideales y aquellos que no lo hacen se denominan gases reales, los cuales en condiciones bajas de temperatura o presiones altas se desvían del comportamiento ideal. En términos sencillos para definir un gas se requieren cuatro magnitudes: masa, presión, volumen y temperatura. . Masa. Representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n). . Presión. Se define como la fuerza por unidad de área, F/A. La presión P, de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes del recipiente. La presión determina la dirección de flujo del gas. Se puede expresar en atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascales (Pa) o kilopascales (kPa). La presión que ejerce el aire sobre la superficie de la tierra

se llama presión atmosférica y varía de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar; se mide con un instrumento llamado barómetro. Las medidas hechas a nivel del mar y a 0 °C dan un promedio de 760 mm de Hg que son equivalentes a 1 atm o una atmósfera, a 101325 Pa (pascal), a 1.033,2 g/cm2 (gramos sobre centímetro cuadrado), a 760 torr (Torricelli) o a 1,01325 bares, 14,7 psi, (libras sobre pulgada cuadrada), dependiendo de la unidad en la que se quiera expresar. La presión de un gas se mide con un aparato llamado manómetro. En el estudio de los gases es necesario tener claridad sobre dos conceptos: la presión ejercida por un gas y la presión ejercida sobre el gas. La presión ejercida por el gas es la que ejercen las moléculas del propio gas. Se le llama presión interna porque actúa desde adentro hacia afuera a través de los choques de sus moléculas con el recipiente que las contiene. En cambio, la presión ejercida sobre un gas corresponde a la fuerza que se ejerce sobre él, comprimiendo sus moléculas, para que ocupen un volumen determinado. Esta se llama presión externa. . Volumen. Es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dado por el volumen del recipiente que lo contiene, pues por lo general se desprecia el espacio ocupado por las moléculas. El volumen (V) de un gas se puede expresar en m3, cm3, litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan con gases es el litro. Se habla de CN o condiciones normales cuando nos referimos a un gas que se halla a cero grados centígrados de temperatura, a una atmósfera de presión donde 1 mole ocupa 22,4L.

CN: 1mol = 22,4L a 1 atm y 273oK . Temperatura. Es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor. Se define como el grado de movimiento de las partículas de un sistema bien sea un sólido, un líquido o un gas. La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin, llamada también escala absoluta Puesto que muchos gases se encuentran a muy bajas temperaturas (negativas en la escala centígrada), es conveniente al realizar cálculos matemáticos, transformar primero los grados centígrados en grados absolutos. Reiterando: Cuando se tiene 1 mol de gas, a 1 atm de presión, a una temperatura de 273oK y ocupa un volumen de 22,4 L, se dice que se encuentra en condiciones normales (C.N.) Unidades de medida de las magnitudes: Presión en 1 atm = 760 mm de Hg = 760 torr = 1.033,2 g/cm2 = 14.7 psi o libras/ pulgada2 = 101325pa Volumen en Litros así: una mole =22,4 L Temperatura en oK, ejemplo: 0oC = 273oK Masa se expresa en Moles o en mol que como lo estudiamos equivale al peso molecular expresado en gramos. LEY DE BOYLE En 1660 el químico inglés Robert Boyle (1627–1691) realizó una serie de experiencias que relacionaban el volumen y la presión de un gas, a temperatura constante. Boyle observó que cuando la presión sobre el gas aumentaba, el volumen se reducía, y a la inversa, cuando la presión disminuía, el volumen aumentaba (ver figura). Con base en los resultados de sus experimentos Boyle formuló la siguiente ley: “El volumen ocupado por una determinada masa de un gas ideal a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que este ejerce”. - Analizo la siguiente gráfica en el plano cartesiano:

1,50 atm 1,25 1,00 0,75 0,50 0,25

10 20 30 40 50 60 cm3

VOLUMEN Es evidente que en la medida en que aumenta el valor de la presión, el volumen disminuye y si disminuye la presión, el volumen aumenta. Por tanto: la ley de Boyle en una ecuación queda: Si: se trabaja con una masa constante: m = Kte. (Masa = constante) V = k 1 / P V x P = k Matemáticamente. V1 P1 = V2 P2

V1 P2

___ = ___ V2 P1

Con esta expresión podemos determinar el factor volumen y el factor de presión considerando el efecto que tiene el cambio de volumen o de presión sobre la presión o el volumen iniciales (V1 o P1) y la forma en que afectará este cambio a la presión o volumen finales (V2 o P2). Una atmósfera de presión se representa por atm. Equivalente a: 760mmHg = 76cmHg = 14,7psi = 760torr = 1033,2g/cm2 1 atm = 101325 Pascales Actividad 2 ¿Cuál es la presión atmosférica en Tumaco? ¿Cuál es la razón para que a nivel del mar haya mayor presión atmosférica que en las cordilleras? ¿La presión atmosférica es inversa a la altitud? ¿Cómo influye la presión atmosférica en el comportamiento de los seres humanos? ----------------------- A partir de las fórmulas anteriores se pueden resolver los siguientes problemas de aplicación a fenómenos cotidianos. ¿La ley de Boyle, enuncia una igualdad o una proporcionalidad? ------------------------------------------------ ¿La constante en la anterior ley a qué corresponde a? -------------------------------------------------------------- La ley de Boyle expresada en términos sencillos queda: ------------------------------------------------------------ En un recipiente se tienen 80 litros de nitrógeno a 20 °C y a una atmósfera de presión. ¿A qué presión es necesario someter el gas para que su volumen se reduzca a 10 litros? Solución: Primero: separamos los datos del problema o identificamos las condiciones iniciales y las condiciones finales del gas: Condiciones iniciales V1 = 80 litros P1 = 1 atm (760 mmHg) Temperatura = 20 °C (constante) Condiciones finales V2 = 45 litros P2 = ? Temperatura 20 °C(constante) Luego despejamos P2 de la expresión: V1P1 = V2P2: P2 = P1V1 V2 Finalmente remplazamos, P2 = 1atm x 80litros = 1,77 atm 45litros Respuesta: si en un recipiente se tienen 80 litros de nitrógeno a 20 °C y a una atmósfera de presión, la presión necesaria para que su volumen se reduzca a 45 litros es de 1,77atm. Con esto comprobamos que a mayor presión, menor volumen en los gases ideales. Actividad 3 Desarrollo los siguientes problemas de aplicación: 1. Una muestra de H2 gaseoso ocupa un volumen de 120ml a una presión de 760mmHg. ¿Cuál será su volumen a

una presión de 0,38atm, si la masa y la temperatura permanecen constantes? 2. Una determinada cantidad de He ocupa un volumen de 432ml a 100ºC y 0,5 atm. de presión, Calcular la presión a

que se debe someter hasta ocupar un volumen de 250ml, si su masa y temperatura no se alteran. 3. Reaccionan 45 gramos de zinc metálico con ácido sulfúrico, ¿qué volumen ocupa el hidrógeno producido? si la

reacción se hace a 0ºC y a 760torr o condiciones normales, donde 1 mole ocupa 22,4L. 4. Una muestra de neón ocupa 1.4 L a una presión de 265torr y a una temperatura de 273º K. Determino su

volumen si incremento en 10,12psi su presión. 5. Por el sobre calentamiento de la piedra caliza, se libera gas carbónico y monóxido de calcio. Si se recogen

2.350.000 litros de dicho gas, ¿A qué presión se someterán para que ocupen 1500L?

Después de serios experimentos de análisis químico con relación al comportamiento de los gases, al variar la temperatura, el Francés Jacques Charles (1787) enuncia su ley: “A presión constante, el volumen de la masa fija de un gas dado, es directamente proporcional a la temperatura absoluta” Esto significa que si la temperatura Kelvin se duplica a presión constante, el volumen se duplica; si la temperatura se reduce a la mitad, el volumen se reduce a la mitad. Matemáticamente la ley de Charles se indica: Si en un sistema la presión es constante P = Kte: K = constante. De lo anterior, para una temperatura T1 se tendrá un volumen V1 y para una temperatura T2 se tendrá un volumen V2 de donde se tiene: V1 = K1 Y V2 = K2 al integrarlas T1 T2 Si K1 = K2

V = K x T

V1 = T1 V2 T2

En la siguiente gráfica se ilustra la ley de Charles. Presión = Kte 1.6 1.2 0.8 0.4 0 0 100 200 300 350 400 Temperatura en ºK Gay Lussac (1808), enuncia su ley así: “Determinada cantidad de gas o si el volumen de un gas no cambia, el incremento de la presión interna del mismo es directamente proporcional al incremento su temperatura absoluta”. Más tarde, éste científico, amplió sus investigaciones y demostró que por cada grado absoluto de temperatura que variara, todo gas cambia su volumen en 1/273 partes su volumen. Si V = Kte. 1.6 1.2 0.8 0.4 0 100 200 300 350 400 Temperatura en Kelvin Actividad 4: Contesto los siguientes interrogantes y explico mi respuesta: 1. Si la presión es constante, ¿El volumen de un gas disminuye al aumentar o disminuir la temperatura?-- 2. ¿La variabilidad se afecta al acercarnos al punto de condensación del gas?------------------------------------- 3. ¿Es posible encontrar gases por debajo de –273ºC o de 0ºK?------------------------------------------------------ 4. ¿Cómo se hallan las moléculas de los gases a temperatura crítica?------------------------------------------------ 5. ¿Qué volumen ocupa un gas al someterlo a 0ºC si al encontrarse a 18ºC ocupa 600ml?-------------------- 6. ¿67 L de un gas ideal se hallan a 35ºC, qué volumen ocupan si se trasladan a 200ºF?----------------------- 7. 2000L de un gas ideal soportan 25oC si el recipiente es flexible 100%, para que ocupen 2500L, ¿cuál es el

incremento o disminución de la temperatura en oC? 8. 1L de NH3 incrementa su volumen en 1/8. ¿Cuál fue el efecto de su temperatura si la presión fue constante? Como su nombre lo indica, combina las leyes de Boyle: V = k 1/P y Charles-GL V = k T Relacionando V = T (1/P). Considerando V1 y V2 tenemos: De las anteriores igualdades podemos despejar:

V1 = T2 V2 = P1 T1 = P2

V1 = P2 = T1 V2 P1 T2

Actividad 5: Ejercicios de aplicación: - Un gas ideal ocupa 23 L a 1,5 atmósferas y 45ºC. ¿Qué volumen ocupa si su temperatura se hace 7ºC mayor y su

presión se incrementa en un tercio? - El volumen de un gas seco a 14ºC y 756 mm de Hg es de 25 L; ¿qué volumen ocupará a las condiciones de

Tumaco: 32ºC, 1 atmósfera de presión? - 600gramos de un gas de densidad 1, 024 g/l soportan 23ºC y 0,9l atm. Al trasladarlos a un recipiente de 540L

donde el manómetro indica 1,1 atm. ¿Cuál es su temperatura? - Un gas ocupa 2,4L a 4,8atm y 25ºC. ¿Cuál es la temperatura en grados Celsius si se expande a 7.2L a una

presión de 1,2atm? - Realizo un mapa conceptual de las leyes estudiadas. - Indico 3 situaciones de la vida cotidiana donde se apliquen las leyes estudiadas. - Establezco diferencias entre: Manómetro y barómetro. Gas ideal y gas real. Milímetro de Hg y Torr. Temperatura absoluta. Temperatura crítica

Conocida también como la ley de las presiones parciales es de gran utilidad en procesos industriales. Si se consideran T y V constantes, al mezclar los gases de los recipientes, ¿qué ocurre? Es de anotar que no reaccionan. 0,2 atm 0,34 atm 1,2 atm 1.74 atm H2 He O2 mezcla de H2, He, O2 Actividad 6: Analizando los anteriores gráficos, concluyo: - ¿El número de moléculas de los gases es constante, no cambia?---------------------------------------- - ¿En el último recipiente el movimiento molecular aumenta o disminuye?-------------------------------- - ¿Cambia la Energía cinética del sistema, si lo hace, de qué manera?----------------------------------- - ¿Qué ocurre con la presión? ---------------------------------------------------------------------------------------- - ¿Disminuyen o aumentan los choques elásticos? ------------------------------------------------------------ Quizá las conclusiones a que llegamos sea la misma que dedujo John Dalton en 1800: “la presión total que experimenta una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales” Matemáticamente: Pt = p1 + p2 + p3 + ..........pn. Ejercicio de aplicación: Qué presión experimenta un recipiente donde se almacenan He a 779 mm Hg, C02 a 1.02 atm, O2 a 45 cm Hg, Ar a 1423 gr/cm2 y gas propano a 24,8 psi. - ¿analizando la siguiente gráfica, explico cómo Incide la presión de vapor del agua al recoger gases a diferentes

presiones en laboratorio? Amadeo Avogadro trabajó ampliamente con los gases, siendo su preocupación la relación volumen, moles y número de moléculas. Afirma:

En condiciones normales el volumen de una mole de gas ideal ocupa 22.4 litros. Condiciones normales: temperatura 0ºC, presión 1 atmósfera, 1 mole, volumen 22.4 litros.

Actividad 7 - Interpreto y explico el principio de Avogadro. - Si varían la presión y la temperatura en un volumen determinado de una cantidad definida de gas ideal, sin tener

en cuenta el recipiente: - ¿Las moléculas del gas cambian de estructura? - ¿El movimiento browniano se hace mayor? - ¿Las moléculas de dicho gas cambian de volumen? - ¿Si solo variamos presión y el recipiente es hermético aumenta la temperatura? - Con mis palabras defino el principio de Avogadro. - Indico 3 situaciones de la vida real donde se aplique y sea de interés el principio de Avogadro.

- Soluciono los siguientes ejercicios de aplicación a. 100 gramos de CO2 a las condiciones de Tumaco y de Pasto respectivamente qué volumen ocupan. b. Cuánto pesa el gas helio contenido en un globo que ocupa 200ml a 18ºC, 0.71atm. c. En 1000 L de Argón a CN, ¿cuántos átomos reales tengo? d. ¿Cuántas moléculas de aire inspiro al respirar?

Es conocido que los gases se expanden hasta ocupar todo el volumen disponible – difusión – Esto es observable fácilmente al poner en libertad cierta cantidad de gas NH3 en el salón de clase. El olor es perceptible en todos los rincones. ¿Si liberamos también otro de mayor peso molecular, cual lo percibimos primero?, Quizá nuestra repuesta coincide con las conclusiones de Graham (1829). “La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molecular”, que matemáticamente se indica así: Constante R = ---------------- v1 / v2 = (M2 / M1)-1/2 V m R1 / R2 = V m2 / V m1 También en lugar de m podemos trabajar con valores de densidad. Una cantidad de CO2 efunde a través de un orificio en 105 segundos mientras que un volumen igual de otro gas desconocido efunde en 126 segundos, en las mismas circunstancias. (Efusión = paso de un gas a través de un orificio.) Encontrar la velocidad de difusión del gas desconocido. - establezco diferencias entre gas ideal y gas real. Retomando:

Ley de Boyle T = kte. V 1/P

Ley de Charles P= kte. V T

P de Avogadro CN V n

Al integrar las tres proporciones con relación al volumen e introducir una constante de proporcionalidad K, tenemos: PV = nRT Donde: n = número de moles R = constante de proporcionalidad. - Determino el valor de R a CN. - ¿Se puede deducir la ecuación de estado de la teoría cinética? - Consulto en biblioteca las Desviaciones al comportamiento de gas ideal. - Desarrollo un mapa conceptual de las leyes y principios de los gases ideales. Si recordamos que el número de moles n, se puede determinar relacionando el peso de la sustancia dada (W), sobre la masa molecular (M), puede variar la ecuación de estado:

PV = nRT Si: (n = W/M) PV = W/MRT Al transponer términos: PM = W/VRT

Pero W7V = densidad Entonces PM = dRT ¿A partir de esta ecuación podremos determinar la presión de los gases ideales? Y qué otros aspectos se pueden determinar? Actividad 8: - Resuelvo los siguientes problemas de aplicación para cada una de las leyes de los gases. 1. Una muestra de H2 gaseoso ocupa un volumen de 400ml a una presión de 760mmHg. ¿Cuál será su volumen a

una presión de 24psi, si la temperatura permanece constante? 2. El volumen de cierta masa de N2 es 200L a - 25ºC Si la presión se mantiene constante y la T se aumenta a 25ºC.

¿Cuál será su nuevo volumen? 3. Un tanque de acero contiene N2 a 15ºC y una presión de 10atm. Determino la presión interna del gas cuando se

calienta el tanque a 110ºC. 4. Se calienta aire en un cilindro de acero de 20ºC a 42ºC. Si la presión inicial es de 4 atm, ¿Cuál es su presión

final? 5. El volumen de un gas a 20ºC y 1atm de presión es de 150L. ¿Qué volumen ocupará a 50ºC y 1130g/cm2? 6. El volumen de un gas seco a 50ºC y 720mmHg es de 40L ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales?

(1atm, 0ºC) 7. 45 gramos de un gas ocupan 2L a 20ºC y 0.5atm de presión. ¿Cuál es su volumen en CN, suponiendo que se

comporta como gas ideal? 8. Un gas ocupa 1124ml a 3,6atm y 11ºC. ¿Cuál es la temperatura en grados Celsius si se expande a 1224ml a una

presión de 24psi? 9. Si la densidad de un gas a 20ºC y 786mmHg es 1,16 g/L, calcular su nueva densidad a CN 760mmHg, 273ºK. Si

se supone se halla en un recipiente altamente flexible. 10. La densidad del aire seco es de 0,18g/L a 15ºC y 0,76atm. Calcular la nueva densidad si se expande a 2 veces su

volumen inicial, cambiando tanto la presión como la temperatura. 11. Doce litros de O2 contenidos en un recipiente ejercen una presión de 89mmHg y doce litros de N en otro recipiente

ejercen una presión de 45mmHg, a la misma To del anterior. ¿Cuál es la presión total si los dos gases se mezclan en un recipiente del mismo volumen?

12. Una mezcla de gases contiene 5 moles de H2, 3 moles de He, 1 mole de CH4. Encuentro la presión parcial de cada componente si la presión total es de 2,4 atm.

13. Si 100ml de O2 contenidos en un recipiente ejercen una presión de 100mmHg y 200ml de H2 contenidos en otro recipiente, ejercen una presión de 150mmHg se mezclan conectando los dos recipientes: a ¿cuál será la presión parcial de cada gas en la mezcla final? b ¿cuál será la presión total de la mezcla?

14. Se recoge N2 gas sobre agua a 18ºC. Si la presión barométrica es de 740mmHg, ¿Cuál será la presión real del N2? (La presión de vapor del agua a 18ºC es de 15,48mm)

15. Si 400ml de un gas pesan 0,536g en condiciones normales. ¿Cuál es su peso molecular? 16. Determino el peso molecular de un gas si 11,50g del mismo ocupan un volumen de 6,8L a 50ºC y a 714mmHg. 17. Determino la densidad del gas H2S a 27ºC y 2 atm. 18. Un cierto gas tiene una densidad de l,275 g/L a l8ºC y 750mmHg ¿Cuál es el peso molecular del gas? 19. La densidad de cierto gas es 1,64g/L, a la misma T y p, el O2 tiene una densidad de 1,45 g/L. ¿Cuál es el peso

molecular del gas? (peso molecular del O = 32uma) 20. Determino las velocidades de difusión relativas del NH3 y del HCl a través de un pequeño orificio. 21. Se tiene un tubo de 10m de longitud y 10cm de radio, ¿cuántos gramos de CO2 a 25ºC y 865mmHg son

necesarios para llenarlo? 22. ¿Cuál es el número de moléculas de H2S gaseoso puro contenido en una botella cilíndrica de 30L a 20ºC y una

presión de 1,5 atm. A modo de evaluación tipo Icfes A continuación encuentro preguntas y varias respuestas; señalo la correcta. 1. Uno de los siguientes enunciados tiene una afirmación incorrecta al referir el comportamiento de los gases:

a. Todo gas ideal a condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 273K), ocupa 22,4L, cuando en su interior contiene 6.023 x 1023 moléculas reales

b. Una mole de un gas se somete al incremento de temperatura en ¼ el valor inicial, observándose que e el valor del volumen se aumenta proporcionalmente.

c. Si en un recipiente se ponen 12,046 x 1023 moléculas de gas ideal, a 2 atmósferas de presión, y 0oC es de esperarse que su volumen supere los 44,8L.

d. Para determinar todo gas es necesario tener en cuenta el volumen que ocupan, la presión a la que están sometidos, el número de moles que posee y la temperatura a la que se hallen.

2. Una determinada cantidad de He ocupa un volumen de 100ml a 100ºC. Su volumen a 50ºC, teniendo en cuenta que la presión permanece constante, será: a. 50ml b. 200ml c.150ml d.118,3ml

3. Cierta cantidad de Cl2 gas, ocupa 200ml a 20ºC, si la presión se mantiene constante, El volumen que ocupa el gas a –20ºC es:

a. 172,69ml b.200ml. c. 100ml d.118,3ml. 4. La ecuación para el cálculo de densidades de los gases ideales es: PV = nRT; el volumen que ocupa un mol de

NH3 a CN si la densidad del NH3 a estas condiciones es 0,76g/L., será: a. 172,69ml b. 22400ml c. 100ml d. …..

5. Indico a qué leyes corresponden los siguientes gráficos. Explico su comportamiento molecular