Leyes De Los gases Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo ...

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Leyes De Los gases Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde 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, en un sistema cerrado, 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 los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o varias de las variables constantes. by Mind Map: Leyes De Los gases  Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde 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, en un sistema cerrado, 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 los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o varias de las variables constantes.

1. La relación presión-volumen y temperatura-volumen son consecuencia de muchos experimentos a los que fueron sometidos los gases por parte de científicos hace cientos de años y cuyos resultados fueron postulados que se transformaron en las leyes de los gases y significaron un gran avance científico cuyas aplicaciones tuvieron y siguen teniendo un importante papel en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y en la teoría cinética molecular de los gases. A continuación veremos cuáles son las dos principales relaciones que existen en este ámbito.

2. En el estado sólido los átomos o moléculas ocupan posiciones fijas aunque se encuentran vibrando en esas posiciones con una capacidad de movimiento limitada. En el estado líquido la fuerza de cohesión que mantiene unidas a las moléculas es mucho menor. En un líquido las moléculas tienen una cierta capacidad de movimiento que, en gran medida, está limitada por las otras moléculas que tienen alrededor. En un gas las moléculas se encuentran muy lejanas unas de otras y se mueven en todas direcciones con libertad absoluta.

3. 1.En un globo aerostático podemos observar la Ley de Charles, al calentar el gas el globo tiende a expandirse más, es decir, su volumen aumenta, logrando elevar el globo a mayor altura.

4. A. Estados de egregacion de la materia

4.1. Los estados de agregación, sólido, líquido y gaseoso, dependen fundamentalmente de las condiciones de presión y temperatura a las que esté sometida la materia.

5. B. Como influye la temperatura, la presión, el volumen y la cantidad del gas en el comportamiento de los gases.

6. C. LEYES DE LOS GASES:

6.1. Ley de Charles Artículo principal: Ley de Charles La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue descubierta en 1787. Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin). Esto se puede encontrar utilizando la teoría cinética de los gases, o un recipiente con calentamiento o enfriamiento [sin congelar <0] con un volumen variable (por ejemplo, un frasco cónico con un globo). {\displaystyle V=k_{2}T\,}{\displaystyle V=k_{2}T\,} donde T es la temperatura absoluta del gas (en kelvin) y k2 (en m3·K−1) es la constante producida.

6.1.1. Ejemplo 1. Tenemos un gas del que sabemos que su temperatura inicial es de 328 K, el volumen final es de 3.75 l, y su constante de relación es de 0.00885. V1 = ? T1 = 328 K V2 = 3.75 l T2 = ? k = 0.00885 Expresión de la Ley de Charles Sustituyendo valores: Sustitución del Valor de la Constante k Para conocer el Volumen inicial: Solución de V1 para Ejemplo 3 El volumen inicial es de 2.90 l. Para conocer la temperatura final: Despeje para T2 de la Ley de Charles Cálculo Final de T2 en Ejemplo 3 La temperatura final será del 423 K, lo que es igual a 150°C. Fuente: Ejemplo de Ley de Charles

6.2. Ejemplo 1 Un gas se difunde 5.0 veces más rápido que otro. Si el peso molecular (M) del primero es 20, ¿cuál es el peso molecular (M2) del segundo? Respuesta Según la ley de difusión de Graham y las velocidades de difusión tienen la relación 5.0: 1.0 por lo que elevando ambos miembros al cuadrado El peso molecular del segundo gas es 500

6.3. Ley de Boyle establece que el producto presión-volumen es constante: {\displaystyle PV=k_{1}\qquad (1)}{\displaystyle PV=k_{1}\qquad (1)}

6.3.1. Ejemplo 1. Calcular el volumen que ocupará un gas, que está ocupando un volumen de 3.75 litros, a una presión de 2 at si se le aplica una presión de 3.5 at. V1 = 3.75 l P1 = 2 at V2 = ? P2 = 3.5 at Como V1P1 = V2P2 = k Calculamos la constante del sistema: V1P1= k = (3.75)(2) = 7.5 Despejamos V2: V2 = k/P2 = 7.5/3.5 = 2.143 litros Fuente: Ejemplo de Ley de Boyle

6.3.1.1. Ley de Gay-Lussac Artículo principal: Ley de Gay-Lussac Postula que las presiones ejercidas por un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen son proporcionales a sus temperaturas absolutas cuando el volumen es constante. {\displaystyle P=k_{3}T\qquad }P = k_3T \qquad

6.3.1.1.1. Ejemplo 2: un gas ocupa un recipiente de 1,5 litros de volumen constante a 50ºC y 550 mmHg. ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 770 mmHg? Solución: relacionamos temperatura con presión a volumen constante, por lo tanto aplicamos la Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2, donde: T1 = 50ºC → 50 + 273 = 323ºK P1 = 550 mmHg P2 = 770 mmHg T2 = ? Despejamos T2: P1 / T1 = P2 / T2 → T2 = P2 / (P1 / T1 ) T2 = 770/ (550 / 323) = 452,2 ºK

6.4. La ley de Graham establece que la velocidad de difusión de las moléculas de gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad. En combinación con la ley de Avogadro (es decir, ya que los volúmenes iguales tienen el mismo número de moléculas), es lo mismo que ser inversamente proporcional a la raíz del peso molecular.

6.4.1. dsafsa

6.5. La ley de Dalton de las presiones parciales establece que la presión de una mezcla de gases es simplemente la suma de las presiones parciales de los componentes individuales. Ley de Dalton es el siguiente: {\displaystyle P_{\rm {total}}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+...+P_{n}\,}{\displaystyle P_{\rm {total}}=P_{1}+P_{2}+P_{3}+...+P_{n}\,},

6.5.1. Ejercicio: calcular la presión de una mezcla de los siguientes gases contenidos en un recipiente de 2 litros a 100ºC: 20 gramos de O2 20 gramos de H2 20 gramos de CO2 Solución: para resolver este ejercicio vamos a combinar la Ley de Dalton y la Ley de los gases ideales (P·V=n·R·T): PTotal = p1+p2+...+pn = n1·R·T/V + n2·R·T/V + ... + n3·R·T/V = (R·T/V) · (n1+n2+...+nn) Entonces calculamos los moles de cada uno de los gases: 20 gramos de O2 = 20 / 32 = 0,625 moles 20 gramos de H2 = 20 / 2 = 10 moles 20 gramos de CO2 = 20 / 44 = 0,454 moles La suma de los moles de gases es: n= 0,625 +10 + 0,454 = 11,08 moles PTotal = (R·T/V) · (n1+n2+n3) = (0,0821 · 373 / 2) · 11,08 = 169 atmósferas

7. D. Aplicaciones de las leyes de los gases ideales en la vida cotidiana, deben exponer el funcionamiento de un objeto o fenómeno físico a partir del concepto de gases ideales.

7.1. 2.En la olla a presión podemos observar la Ley de Gay Lussac porque el recipiente de una olla a presión tiene un volumen definido, si se aumenta la temperatura, la presión interna del recipiente aumenta.

7.2. 3. En un globo que inflas se puede observar la Ley de Boyle ya que a mayor presión ejercida, el volumen del globo aumenta.

7.3. 4. Para la iluminación el criptón o el xenón limitan la degradación progresiva del filamento de la bombilla incandescente.

7.4. 5. Para diseñar propulsores en latas la presión del gas se puede acumular y después tener una salida controlada.

7.5. 6. La lata de soda o como es también conocido, refresco, hace uso de los gases, ya que la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión que ejerce ese gas sobre el líquido. Como la soda usa dióxido de carbono, cuando se abre la lata escapa el gas y el carbono disuelto se eleva hasta arriba y escapa, de ahí el sonido que emite.