GASES

INTRODUCCIÓN

experimentaremos en esta unidad   que los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura, lo que los conduce a adoptar la forma y el volumen del recipiente que los contiene.

Realizaremos un laboratorio en el cual podremos observar y practicar sus diversas aplicaciones, ademas de conocer las diferentes leyes y conceptos vitales para realizar los ejercicios.

OBJETIVOS:


Conocer y diferenciar los diversos conceptos de gases

Conocer y diferenciar las Leyes de los Gases

Saber ante que circunstancias se debe aplicar cada Ley

Conocer las propiedades de los gases

Realizar correctamente cada ejercicio de acuerdo a las indicaciones y características que presente el 

gas para asi mismo hallar la variable que se nos esta solicitando

Conocer y diferenciar las formulas de cada Ley

Emplear principios matemáticos básicos (despejar ecuaciones)

Reforzar los conocimientos previos acerca de estas Leyes

MARCO TEORICO

Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos.

 Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.
Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.

 

ESTADOS DE AGREGACIÓN 

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.

TEMPERATURA

La temperatura es una magnitud referida a las nociones comunes de calor medible mediante un termómetro. En física, se define como una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico, definida por el principio cero de la termodinámica. Más específicamente, está relacionada directamente con la parte de la energía interna conocida como «energía cinética», que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un sentido traslacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida que sea mayor la energía cinética de un sistema, se observa que éste se encuentra más «caliente»; es decir, que su temperatura es mayor.

PRESION 

La presión (símbolo p)^1 2 es una magnitud física que mide la proyección de la fuerza en dirección perpendicular por unidad de superficie, y sirve para caracterizar cómo se aplica una determinada fuerza resultante sobre una línea. En el Sistema Internacional de Unidades la presión se mide en una unidad derivada que se denomina pascal (Pa) que es equivalente a una fuerza total de un newton (N) actuando uniformemente en un metro cuadrado (m²). En el Sistema Inglés la presión se mide en libra por pulgada cuadrada (pound per square inch o psi) que es equivalente a una fuerza total de una libra actuando en una pulgada cuadrada.

VOLUMEN

El volumen corresponde a la medida del espacio que ocupa un cuerpo. La unidad de medida para medir volumen es el metro cubico (m3), sin embargo generalmente se utiliza el Litro (L).

El metro cubico corresponde a medir las dimensiones de un cubo que mide 1 m de largo, 1 m de ancho y 1 m de alto.

La temperatura influye directamente sobre el volumen de los gases y los líquidos:

Si la temperatura aumenta, los sólidos y los líquidos se dilatan.
Si la temperatura disminuye, los sólidos y los líquidos se contraen.

CANTIDAD DE GAS




La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol.

Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:

1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas

1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos

LEYES DE LOS GASES 

Ley de abogadro 

No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto.

Según la Ley de los volúmenes de combinación esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen.

La ley de Avogadro dice que:

Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

LEY DE BOYLE

 






La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. El volumen es inversamente proporcional a la presión: Si la presión aumenta, el volumen disminuye.



LEY DE CHARLES 

La ley de Charles es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

LEY DE Gay-Lussac:

Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

GASES IDEALES

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

En 1648, el químico Jan Baptista van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. o en términos más sencillos

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce. Matemáticamente se puede expresar así:

donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante k para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, aparentemente de manera independiente por August Krönig en 18561 y Rudolf Clausius en 1857.2 La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de constantes de gases específicas descriptas por Dmitri Mendeleev en 1874.3 4 5

En este siglo, 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 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.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales 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 como una combinación de la ley de Boyle y la ley de Charles.

LABORATORIO 

 

NIVELACION

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Módulo de Química (Unidad 3) by Laura Perez on Scribd

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TEORIA DE DEL BALANCEO POR OXIDO REDUCCION

El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.
Las reacciones de óxido-reducción, son reacciones químicas importantes que están presentes en nuestro entorno. La mayoría de ellas nos sirven para generar energía. Todas las reacciones de combustión son de óxido reducción. Este tipo de reacciones se efectúan, Todas las reacciones de combustión son de óxido reducción. Este tipo de reacciones se efectúan, cuando se quema la gasolina al accionar el motor de un automóvil, en la incineración de residuos sólidos, farmaceúticos y hospitalarios; así como, en la descomposición de sustancias orgánicas de los tiraderos a cielo abierto, los cuales generan metano que al estar en contacto con el oxígeno de la atmósfera se produce la combustión.

1. Escribir la ecuación de la reacción.
2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación (aplicar la reglas de asignación del número de oxidación).
3. Identificar Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen reducen.
4. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo.
5. Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados deben ser igual a los electrones perdidos). El número de electrones ganados se coloca como coeficiente del elemento que pierde electrones. El número de electrones perdidos se coloca como coeficiente del elemento que gana electrones.
6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación.
7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de oxidación
8. Si la ecuación no se puede balancear en el sentido que está propuesta, se invierte la ecuación y se realizan los pasos del 1 al 7.

TEORIA BALANCEO POR TANTEO

El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.

• Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor absoluto.
• Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de oxidación.
• Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.
• Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia.

En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de oxidación de mayor valor absoluto es elcarbono que actúa con estado de oxidación (+4), mientras el oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógenocon (+1).

Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.

${\displaystyle \mathrm {1CH_{4}+b\cdot O_{2}\to 1CO_{2}+d\cdot H_{2}O} }$

Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente añadimos media molécula más de oxígeno a la izquierda:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+O_{2}+{\cfrac {1}{2}}O_{2}\to CO_{2}+d\cdot H_{2}O} }$

O lo que es lo mismo:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+{\cfrac {3}{2}}O_{2}\to CO_{2}+d\cdot H_{2}O} }$

Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay cuatro átomos de hidrógeno, mientras que a la derecha hay dos. Se añade un coeficiente 2 frente a la molécula de agua para balancear el hidrógeno:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+{\cfrac {3}{2}}O_{2}\to CO_{2}+2H_{2}O} }$

El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula) mientras que a la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (II) y 2 en las moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo más (1/2 molécula más) a la izquierda:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+{\cfrac {3}{2}}O_{2}+{\cfrac {1}{2}}O_{2}\to CO_{2}+2H_{2}O} }$

O lo que es lo mismo:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+2O_{2}\to CO_{2}+2H_{2}O} }$

Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna súmamente engorroso para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo aplicar otros métodos de balanceo.

OBJETIVOS

Los objetivos de balancear ecuaciones  es asegurar que se cumpla la ley de la conservación de la masa, pero hay más, por que ya conociendo los coeficientes que balancean la ecuación, estos coeficientes te indican las relaciones molares que se guardan entre las sustancias, así tu puedes calcular las cantidades necesarias de las sustancias que van a reaccionar con una cierta cantidad de una de las sustancias (que hayas fijado) y cuánto vas a obtener de los productos o al revés, si deseas obtener una cierta cantidad de alguna sustancia, puedes calcular las cantidades de reactivos que debes utilizar.

INTRODUCCIÓN

Ecuación química

Es la representación gráfica o simbólica de una reacción química que muestra las sustancias, elementos o compuestos que reaccionan (llamados reactantes o reactivos) y los productos que se obtienen. La ecuación química también nos muestra la cantidad de sustancias o elementos que intervienen en la reacción, en sí es la manera de representarlas.

Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación

Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las

Masas de los productos"

video

Modulo- Actividad de nivelacion

oxacidos

Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por un óxido no metálico y una molécula de agua (H2O).

Su fórmula responde al patrón HaAbOc, donde A es un no metal o metal de transición.

Ejemplos:
Ácido sulfúrico (H2SO4). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido sulfúrico SO3:SO3 + H2O → H2SO4
Ácido sulfuroso (H2SO3). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido sulfuroso SO2:SO2 + H2O → H2SO3
Ácido hiposulfuroso (H2SO2). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido hiposulfuroso SO:SO + H2O → H2SO2
Ácido carbónico: CO2 + H2O → H2CO3

Oxasales

Es el resultado de la combinación de un hidróxido con un ácido oxácido, aunque también se pueden formar de una manera más simple por la combinación de un metal y un radical.

La forma más simple de formar una oxisal es generando el oxoanión a partir del oxiácido correspondiente, de la siguiente forma:

El anión resulta por eliminación de los hidrógenos existentes en la fórmula del ácido. Se asigna una carga eléctrica negativa igual al número de hidrógenos retirados, y que, además, será la valencia con que el anión actuará en sus combinaciones.

Los aniones se nombran utilizando las reglas análogas que las sales que originan.

Ejemplos

Unión de un hidróxido con un ácido oxácido:

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura Stock
Mn(OH)2 + H2SO3 → MnSO3+2H2O	Sulfito de manganeso	Sulfito de manganeso II
Co(OH)+2 + H2SiO3-2 → CoSiO3+H2O	Silicato cobaltoso	Silicato de cobalto II

Unión de un metal con un radical:

Ca⁺² + 2(ClO₂)^-1 → Ca(ClO₂)₂

Sale binarias

Sales binarias

Las sales binarias son compuestos que se forman por la unión de un elemento metálico con un elemento no metálico. Su fórmula general es: MiXj donde M es el elemento metálico, i es la valencia del no metal, X es el elemento no metálico y j es la valencia del metal.
Nomenclatura de las sales binarias

Para nombrar las sales binarias, se nombra primero el elemento no metálico añadiendo la terminación –uro, seguido por el elemento metálico.

Por ejemplo, el sodio (Na) se combina con el flúor (F) para formar fluoruro de sodio (NaF).