QUIMICA 11-2 2017: CUARTO PERIODO

GASES

INTRODUCCIÓN

Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección , extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida.

El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes , las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión . Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos.

En el siguiente informe estudiaremos la ley de Boyle y Mariotte y la ley de Charles.

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.

OBJETIVOS

Conocer las reyes de los gases

Aprender las formulas de cada una de ellas.

Demostrar que conoce y aplica el conocimiento de las leyes de boyle, charles y de los gases ideales en la solución de ejercicios.

Poseer una argumentación clara que vincula sus intereses científicos químicos y tecnológicos.

Explicar las propiedades de los gases ideales y las diferentes leyes que rigen su comportamiento.

Reconocer las propiedades que poseen los gases.

Aplicar las diferentes leyes.

Identificar las diferentes magnitudes relacionadas con los gases, así como identificar sus unidades de medición.

MARCO TEÓRICO

PROPIEDADES DE LOS GASES

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n).

1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.

2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.

3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.

4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.

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.

La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.

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.

La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

3. 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.

4. VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo.

5. DENSIDAD

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

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.

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 llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

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 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 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 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 número 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 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.

MEDICIÓN Y PESOS MOLECULARES DE LOS GASES

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho más grandes que el diámetro real de las moléculas. Resulta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n).

Tanto las moléculas de los gases como las de los líquidos presentan la propiedad de deslizarse de manera continua con lo cual cambian frecuentemente sus posiciones relativas por esta razón se les denominan fluidos.

las partículas se mueven con mayor libertad en el estado gaseoso que en los otros estados en que regularmente se presentan la materia.

VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo. la unidad del sistema ingles es el (m³) pero como es una unidad bastante grande usaremos el ( cm³ )o el (ml) .

En un gas ideal , el producto PV dividido por nT es una constante, la constante universal de los gases ,R, el valor de R depende de las unidades utilizadas para P , V, n , T. a presiones suficientemente altas se ha demostrado que todos los gases obedecen las leyes de boyle, charles y gay lussac; las cuales relacionan el volumen de un gas con la presión y la temperatura.

PRESIÓN

Es la fuerza ejercida por unidad de área, en química se expresa en atmósferas, en ml de mercurio o torr.

P = F = Fuerza que actúa perpendicularmente a una superficie

A área en la que está distribuida la fuerza

Presión ( en N/m2) = fuerza (en newton)

Área ( en m²)

En química, para expresar presiones de gases, se usa la atmósfera estándar y el milímetro de mercurio o torr.

Los gases por tener peso, producen presiones sobre los cuerpos, de modo que estas presiones se manifiestan en todas las direcciones. A la presión que actúa sobre los cuerpos existentes en la tierra por estar en la atmósfera la denominamos presión atmosférica . Se origina del peso del aire que la forma.

TEMPERATURA

Mide la intensidad de calor cuando se aplican las leyes de los gases ideales la temperatura centigrados debe convertirse a la escala absoluta que es la temperatura kelvin (c-k)

Para lo cual se tienen en cuenta propiedades como la dilatación térmica. la temperatura de los gases generalmente se mide en grados centigrados (c^o) o grados celsius cuando se usan las leyes de los gases ideales, la temperatura centigrados se debe convertir a la escala absoluta o temperatura kelvin, de acuerdo con la siguiente relación:

K = 273 + c^o

Nombre	Símbolo	Temperaturas de referencia	Equivalencia
Escala Celsius	ºC	Puntos de congelación (0ºC) y ebullición del agua (100ºC)
Escala Fahrenhit	ºF	Punto de congelación de una mezcla anticongelante de agua y sal y temperatura del cuerpo humano.	ºF = 1,8 ºC + 32
Escala Kelvin	K	Cero absoluto (temperatura más baja posible) y punto triple del agua.	K = ºC + 273

CONCEPTOS

ESTADOS DE AGREGACIÓN

TEMPERATURA

PRESIÓN

VOLUMEN

CANTIDAD DE GAS

Actividades:

1.- Rellena los datos con la ayuda del simulador ()

	H₂	CH₄	Cl₂	I₂
moles	15mol	8.3mol	7.5mo	3mol
masa matraz vacío	175.0g	175.0g	175.0g	175.0g
masa matraz + gas	205.0g	307.8g	707.5g	93604g
masa sólo gas	30g	132.8g	532.5g	761.4g
masa molar	2g/mol	16g/mol	71g/mol	253.8g/mol

2.- Redacta un pequeño informe explicando la estrategia que has seguido para realizar las pesadas.

Lo primero que hice fue pesar la masa matraz vacía con ayuda del simulador, que nos dio 175 G, de ahí pesamos cada matraz por separado; para continuar en el siguiente de” MASA SOLO GAS” pusimos cada matraz por separado y le restamos 175 que es lo que corresponde el matraz para dejar solo el gas de cada elemento.

3.- ¿Cuántas moléculas hay en cada matraz?

	número de moléculas
matraz vacío	0
matraz con 15 mol de H₂	30
matraz con 8.3 mol de CH₄	41.5
matraz con 7.5 mol de Cl₂	22.5
matraz con 3 mol de I₂	6

4.- ¿Cuántos átomos hay en cada matraz?

	número de átomos
matraz vacío	0
matraz con 15 mol de H₂	1.8066 x 10^25
matraz con 8.3 mol de CH₄	2.49913 x 10^25
matraz con 7.5 mol de Cl₂	1.35495 x 10^25
matraz con 3 mol de I₂	3.6132 x 10^24

5.- ¿Cuál es el matraz que contiene más hidrógeno?

	átomos de H
matraz con 15 mol de H₂
matraz con 8.3 mol de CH₄	x

LEYES

LEY DE AVOGADRO

Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes (no varían).

El enunciado de la ley dice que:

El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.

Esto significa que:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.

Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.

Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente fórmula:

que se traduce en que si dividimos el volumen de un gas por el número de moles que lo conforman obtendremos un valor constante.

Tan simple como: más gas, mayor volumen.

Esto debido a que si ponemos más moles (cantidad de moléculas) de un gas en un recipiente tendremos, obviamente, más gas (más volumen), así de simple.

Esto se expresa en la ecuación

, simplificada es

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 V 2 , para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V 2 ), y hacemos:

Respuesta:

El nuevo volumen (V 2 ), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n 2 ), es ahora 5,6 L

EJERCICIO

Sabemos que 3.50 L de un gas contiene 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol. ¿ cual sera el nuevo volumen del gas? ( a temperatura y presión contantes)

solución:

Usamos la ecuación de la ley de avogadro

V1 ⋅n2=V2⋅n1V1⋅n2=V2⋅n1

Sustituimos los datos conocidos

3.50L⋅1.4mol=V2⋅0.875mol3.50L⋅1.4mol=V2⋅0.875mol

VY despejamos V2:

V2=5.60L

LEY DE BOYLE

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante.

La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante .

Lo cual significa que:

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica:

En otras palabras:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor .

Matemáticamente esto es:

lo cual significa que el producto de la presión por el volumen es constante.

Para aclarar el concepto:

Tenemos un cierto volumen de gas (V 1 ) que se encuentra a una presión P 1 . Si variamos la presión a P 2 , el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V 2 , 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 P 1 V 1 = P 2 V 2 .

Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita

Despejamos V 2 :

Respuesta:

Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.

EJERCICIO

4.0 L de un gas están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg?

Solución:

Sustituimos los valores en la ecuación P1⋅V1=P2⋅V2P1⋅V1=P2⋅V2

y tenemos:

600mmHg⋅4L=800mmHg⋅V2600mmHg⋅4L=800mmHg⋅V2

Y despejando:

V2=3L

LEY DE CHARLES

Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando mantenemos la presion constante

Textualmente, la ley afirma que:

El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas.

En otras palabras:

Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.

Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.

Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es constante).

Matemáticamente esto se expresa en la fórmula

lo cual significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante.

Intentemos ejemplificar:

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una temperatura T 1 . Si aumentamos la temperatura a T 2 el volumen del gas aumentará hasta V 2 , y se cumplirá que:

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

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:

T 1 = (25 + 273) K= 298 K

T 2 = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:

Ahora, despejamos V 2 :

Respuesta:

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

EJERCICIO

Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?

Solución:

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T₁ = (25 + 273) K= 298 K

T₂ = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación: V1T1=V2T2V1T1=V2T2

2.5L298K=V2283K2.5L298K=V2283K

Y despejando:

V2=2.37L

LEY DE GAY-LUSSAC

Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente:

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

Esto significa que:

Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente ecuación:

la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tiene el mismo valor; es decir, es constante.

Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía, a una presión P 1 y a una temperatura T 1 . Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T 2 , entonces la presión cambiará a P 2 , y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación:

que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma.

Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.

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:

T 1 = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

Ahora despejamos T 2 :

Respuesta:

La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos
233,5 − 273 = −39,5 °C.

EJERCICIO

Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución:

Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T₁ = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación: P1T1=P2T2P1T1=P2T2

970mmHg298K=760mmHgT2970mmHg298K=760mmHgT2

Si despejas sale T2=233.5KT2=233.5K o lo que es lo mismo -39.5 °C.

GASES IDEALES

Según el diagrama de fases, la mayor parte de los elementos químicos y las sustancias pueden existir en tres estados, esto es: sólido, líquido y gaseoso. Y cada uno de nosotros puede muy fácilmente determinar esos estados solo observando el comportamiento cuando nos enfrentamos a una sustancia.

Cada uno de los estados, ha sido estudiado durante años por los hombres de ciencia, con el objetivo de determinar las leyes físicas que puedan predecir su comportamiento con el cambio de las circunstancias que lo rodean. En este caso nos ocuparemos de los gases.

Empezaremos por definir que es un gas.

El gas

La definición de un gas puede ser muy simple y reducirse solo a decir:

"Un gas es una sustancia cuyo volumen es igual al volumen del recipiente que lo contiene".

Esto es cierto, los gases se expanden hasta ocupar todo el volumen del recipiente que lo contiene, pero ese efecto no es único. Si inyectamos a muy alta velocidad un líquido por un pequeño orificio para formar un aerosol dentro de un volumen vacío, las pequeñas y rapidísimas partículas de líquido, también terminarán por ocupar todo el volumen formando una niebla, por lo que a nuestra escueta definición hay que agregarle algo para evitar la confusión.

Podemos tratar de arreglar este problema agregando que:

”Un gas deberá estar formado por un gran número de moléculas".

Pero bueno, el líquido también está formado por muchas moléculas, así que aún no está resuelto del todo, nos falta aún algo, por eso agregamos que:

"las moléculas se mueven en todas direcciones"

Cosa que no sucede en el líquido del aerosol, donde el grupo de moléculas que forman la partícula se mueven todas en la misma dirección debido a la interacción molecular que mantienen, y que a su vez impide la libre expansión.

Al parecer ahora si ya tenemos definido el gas, pero para que esta última condición se cumpla debe cumplirse a su vez que:

"el tamaño de la molécula debe ser despreciable, comparado con la distancia entre ellas"

De forma tal que esa enorme distancia relativa, hace que no haya interacción, y que esta solo se limite a su choque físico eventual.

Finalmente un gas es entonces una sustancia que cumple con las condiciones siguientes:

1.- Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.

2.- Está formado por un gran número de moléculas.

3.- Estas moléculas se mueven individualmente al azar en todas direcciones.

4.- La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.

En la realidad, estas condiciones se cumplen con suficiente aproximación, en todos los gases a las condiciones normales de presión y temperatura como para ser consideradas ciertas, pero ¿qué pasa si el gas se somete a muy elevadas presiones?, por ejemplo reduciendo notablemente el recipiente que lo contiene. Resulta claro que en tal caso, la distancia entre las moléculas se reduce (ya que el gas es compresible) y su interacción comienza a tener más y más influencia en el comportamiento, a medida que más y más se aumente la presión. Como consecuencia del incremento progresivo de la presión nuestro gas va apartándose de la definición de gas que hemos establecido, por tal motivo y debido a que un gas puede ser "más o menos gas" se establece un "patrón de gas" que servirá para sentar las leyes del comportamiento de todos los gases y que podrá ser usada con suficiente aproximación en la mayor parte de las aplicaciones prácticas, este patrón se llama gas ideal.

El gas ideal

Para definir un patrón de gas que sirva para establecer reglas de comportamiento se crea el concepto de gas ideal, este gas ideal cumple las condiciones siguientes:

1.- Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.

2.- Está formado por moléculas.

3.- Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas direcciones a distancias considerablemente mayores que el tamaño de la molécula.

4.- La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.

5.- Los choques entre las moléculas son completamente elásticos (no hay pérdidas de energía).

6.- Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque es cero).

Los gases reales, siempre que no estén sometidos a condiciones extremas de presión y temperatura, cumplirán muy aproximadamente las reglas establecidas para los gases ideales.

LEY GENERALIZADA

La ley combinada de los gases o ley general de los gases es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada una de las variables termodinámicas con relación a otra mientras todo lo demás se mantiene constante. La ley de Charles establece que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales entre sí, siempre y cuando la presión se mantenga constante. La ley de Boyle afirma que la presión y el volumen son inversamente proporcionales entre sí a temperatura constante. Finalmente, la ley de Gay-Lussac introduce una proporcionalidad directa entre la temperatura y la presión, siempre y cuando se encuentre a un volumen constante. La interdependencia de estas variables se muestra en la ley de los gases combinados, que establece claramente que:

La relación entre el producto presión-volumen y la temperatura de un sistema permanece constante.

· P es la presión

· V es el volumen

· T es la temperatura absoluta (en kelvins)

· K es una constante (con unidades de energía dividido por la temperatura) que dependerá de la cantidad de gas considerado

· Ejemplo: un gas tiene una presión de 600 mmHg, un volumen de 670 ml y una temperatura de 100ºC. Calcular su presión a 200ºC en un volumen de 1,5 litros.

Solución: Tenemos masa constante de gas por lo que podemos aplicar la Ley General de los Gases: P1 · V1/ T1 = P2 · V2 / T2 , donde:

· P₁ = 650 mmHg

· V₁ = 670 ml = 0,67 litros

· T₁ = 100ºC = 373ºK

· P₂ = ?

· V₂ = 1,5 litros

· T₂ = 200ºC = 473ºK

Despejamos P₂ :