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UNIDAD DE PRODUCCIÓN DE CONOCIMIENTO UDPROCO

Código: FR-DO-001Versión: 01

Proceso:Docencia

Fecha de emisión:24-Jul-2009

Fecha de versión:24-Jul-2009

Asignatura_______________________________________ FÍSICA FLUIDOS Y TERMODINÁMICA

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS_______________________________________Docente

Lic. Esp. JAVIER HUMBERTO BOBADILLA AHUMADA

Aprenda alistándose y planteándose preguntas

Mapa Conceptual

NUESTRASCONVENCIONES

Trabajo Virtual

Práctica Ley de Boyle

http://www.educaplus.org/play-117-Ley-de-Boyle.html

Aplicación

http://www.educaplus.org/play-186-Ley-de-los-gases-ideales.html

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¿Qué son los gases ideales? y ¿Qué son los gases reales?¿Qué son las variables de estado?¿Cuáles son las propiedades de los gases ideales?¿Cómo es el comportamiento delos gases ideales?¿En qué consisten las leyes de los gases ideales?

Los gases son elementos, compuestos, sustancias y formas dadas en un estado poco visible, sentidos su necesidad de expandirse por todo el espacio en el que se encuentren y esté disponible su movimiento. En nuestro entorno encontramos muchas formas y sustancias en este estado gaseoso, las bombas en los cumpleaños, en nuestro cuerpo, cuando un organismo se oxigena, expulsamos dióxido de carbono. Usamos elementos como aerosoles, altamente contaminantes para nuestro medio ambiente, las industrias producen y expulsan gases que contaminan menoscabándolo y con ello perjudicando las diferentes formas de vida que hay en el planeta.

OBJETIVOEnunciar las leyes de los gases, representarlas matemáticamente y utilizarlas para determinar el estado de un gas cuando se modifican sus condiciones.

Aprenda de las fuentes_(Proyeccionismo)

GASESLa física modela el comportamiento de los gases nos afectan a todos, desde la forma en que respiramos a la forma en que manejamos nuestros vehículos que utilizan en los motores de pistones. Las leyes de los gases ideales ofrecen permiten predecir su comportamiento cuando se someten a cambios físicos como cuando se calienta o se comprime. Esto nos permite mejorar el diseño de los motores, conocer la cantidad de gas de una reacción química, es así que los gases atmosféricos forman la mezcla llamada aire. El humo procedente de las industrias o de la combustión, que se lleva a cabo en otros lugares, así como el polvo, son agentes contaminantes de la atmósfera, los cuales enrarecen el aire y afectan la salud del hombre y de los seres vivos en general. Observemos el video: Gases en la atmósfera

http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=K1NIUkhwB2g

NUESTRAS CONVENCIONES

Robert Boyle(Lisemore, actual Irlanda, 1627-Londres, 1691) Químico inglés, nacido en Irlanda. Pionero de la experimentación en el campo de la química, en particular en lo que respecta a las propiedades de los gases, sus razonamientos de sobre el comportamiento de la materia a nivel corpuscular fueron los precursores de la moderna teoría de los elementos químicos. Fue también uno de los miembros fundadores de la Royal Society de Londres.Nacido en el seno de una familia de la nobleza, Robert Boyle estudió en los mejores colegios ingleses y europeos. De 1656 a 1668 trabajó en la Universidad de Oxford como asistente de Robert Hooke, con cuya colaboración contó en la realización de una serie de experimentos que establecieron las características físicas del aire, así como el papel que éste desempeña en los procesos de combustión, respiración y transmisión del sonido.Los resultados de estas aportaciones fueron recogidos en su “Nuevos experimentos físico-mecánicos acerca de la elasticidad del aire y sus efectos” (1660). En la segunda edición de esta obra (1662) expuso la famosa propiedad de los gases conocida con el nombre de ley de Boyle-Mariotte, que establece que el volumen ocupado por un gas (hoy se sabe que esta ley se cumple únicamente aceptando

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un teórico comportamiento ideal del gas), a temperatura constante, es inversamente proporcional a su presión.http://www.biografiasyvidas.com/biografia/b/boyle.htmSegún la teoría cinético-molecular, los gases presentan las siguientes características: n Tienden a ocupar todo el espacio disponible en el recipiente que los contiene, ya que sus moléculas poseen gran energía cinética, superando las fuerzas de atracción intermoleculares. Esta propiedad se denomina expansibilidad. Como consecuencia de la expansibilidad, los gases no tienen forma ni volumen definidos. El volumen ocupado por un gas depende de la presión ejercida sobre éste, de forma que poseen una alta compresibilidad. Debido a que las fuerzas entre las partículas de un gas son débiles, éstas se hallan dispersas en el espacio. Como resultado de esto, el volumen que ocupa un gas es muy superior al volumen de las partículas constitutivas del mismo, pues estas presentan una baja densidad.

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.

PROPIEDADES DE LOS GASES

Para definir el estado de un gas se necesitan 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, a 101,3 kPa, a 1,0332 kg/cm2,a 102 torr (Torricelli) o a 1,01325 bares, dependiendo de la unidad en la que se quiera expresar. La presión de un gas se mide con un aparato llamado manómetro (figura 17). 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.


Jacques AlexandreCésar Charles

(Beaugency, Francia, 1746-París, 1823) Físico y químico francés. Profesor de física en el Conservatorio de Artes y Oficios de París, en 1783, conjuntamente con los hermanos Robert, construyó el primer globo propulsado por hidrógeno, capaz de alcanzar altitudes superiores a un kilómetro. En 1787 descubrió la relación entre el volumen y la temperatura de un gas a presión constante, aunque hasta 1802 no publicó sus resultados, que pasarían a ser conocidos como «ley de

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Charles y Gay-Lussac». En 1795 fue elegido miembro de la Academia de las Ciencias.

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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.

Como el común 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. Cuando se tiene 1 mol de gas, a 1 atm de presión, a una temperatura de 273 K y ocupa un volumen de 22,4 L, se dice que se encuentra en condiciones normales.

TEORIA CINÉTICA DE LOS GASESLa teoría cinética de los gases intenta explicar el comportamiento de los gases a partir de los siguientes enunciados: 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. Esta situación explica la alta compresibilidad y la baja densidad de los gases. No existen fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas. Sus moléculas 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 explicaría de la siguiente manera: 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.


Louis Joseph Gay-Lussac(Saint-Léonard-de-Noblat, Francia, 1778-París, 1850) Físico francés. Se graduó en la École Polytechnique parisina en 1800. Abandonó una

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posterior ampliación de sus estudios tras aceptar la oferta de colaborador en el laboratorio de Claude-Louis Berthollet, bajo el patrocinio de Napoleón.

En 1802 observó que todos los gases se expanden una misma fracción de volumen para un mismo aumento en la temperatura, lo que reveló la existencia de un coeficiente de expansión térmica común que hizo posible la definición de una nueva escala de temperaturas, establecida con posterioridad por lord Kelvin.En 1804 efectuó una ascensión en globo aerostático que le permitió corroborar que tanto el campo magnético terrestre como la composición química de la atmósfera permanecen constantes a partir de una determinada altura. En 1808, año en que contrajo matrimonio, enunció la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre, según la cual los volúmenes de dos gases que reaccionan entre sí en idénticas condiciones de presión y temperatura guardan una relación sencilla.

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Los gases que se justan 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.

LEYES DE LOS GASES

LEY DE BOYLE

LEY DE CHARLES

LEY DE GAY- LUSSAC


Amadeo Avogadrodi Quaregna

(Amedeo o Amadeo Avogadro di Quaregna; Turín, 1776-id., 1856) Químico y físico italiano. Fue catedrático de física en la Universidad de Turín durante dos períodos (1820-1822 y 1834-1850). En un trabajo titulado “Ensayo sobre un modo de determinar las masas relativas de las moléculas elementales, estableció la famosa hipótesis de que volúmenes de gases iguales, a las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. Determinó que los

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gases simples como el hidrógeno y el oxígeno son diatómicos (H2, O2) y asignó la fórmula (H2O) para el agua. Las leyes de Avogadro resolvieron el conflicto entre la teoría atómica de Dalton y las experiencias de Gay-Lussac. El número de partículas en un «mol» de sustancia fue denominado constante o número de Avogadro en su honor.

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LEY COMBINADA DE LOS GASES

ECUACIÓN DE ESTADO O LEY DE LOS GASES IDEALES

TRABAJO EFECTUADO SOBRE UN GAS IDEAL


John Dalton(Eaglesfield, Gran Bretaña, 1766 - Manchester, 1844) Químico y físico británico al que se debe la primera formulación moderna de la teoría atómica. Pese a recibir una educación precaria a causa de las penurias económicas, una inagotable curiosidad y afán de conocimientos le permitió completar su formación y obtener cierto prestigio con sus primeros trabajos científicos, que versaron sobre los gases y sobre una enfermedad visual que padeció, posteriormente llamada daltonismo.

Reconocido ya como científico y con una sólida posición académica, Dalton descubrió la llamada ley de las proporciones múltiples, que rige el peso de los elementos que intervienen en una reacción química, y propuso como interpretación de la misma toda una teoría sobre la constitución de la materia que retomaba el atomismo griego: es el llamado modelo atómico

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de Dalton, que, vigente a lo largo de todo el siglo XIX, posibilitaría importantes avances científicos.

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ACTIVIDADVerifica conceptos: Revisa los textos sugeridos en la bibliografía y responde:

1. Un pistón de una bomba hermética se saca, de tal modo que el volumen dentro del pistón aumenta tres veces. ¿Cuál es el cambio en la presión?

2. En un lago de agua dulce, un buceador con tanques de aire respira aire comprimido. Si tuviera que contener la respiración mientras regresara a la superficie, ¿Qué volumen tendrían que alcanzar los pulmones?

3. ¿Por qué no se puede alcanzar el cero absoluto de temperatura? Indica qué ley de los gases empleas para explicar ese hecho.

4. Un gas determinado se le reduce su volumen a la tercera parte a temperatura constante. ¿Qué sucede con su presión?

5. Si a un gas se le cuadruplica su volumen a presión constante. ¿Qué sucede con su temperatura?

Preguntas Tomadas de HEWITT, PAUL G. “FÍSICA CONCEPTUAL”.

_____ Aprenda de la práctica (Conductismo)_ Realiza la lectura de las páginas sugeridos en la Bibliografía, elabora una síntesis de los conceptos y principios descritos, y resuelve los siguientes ejercicios

1. Un recipiente contiene 100 L de O2 a 20ºC. Calcula la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de gas en condiciones normales?

2. Un litro de aire tiene una masa de 1,29 g, a 0ºC y 1 atm de presión. ¿Qué masa tendrán 2 litros de un gas cuya densidad es el doble que la del aire?

3. A una temperatura de 25ºC una masa de gas ocupa un volumen de 150 cm3. Si a presión constante se calienta hasta 90ºC, ¿Cuál será el nuevo volumen?

4. Una muestra de gas ocupa un volumen de 44,8 L en condiciones normales de 25°C y una presión de 1 atmósfera, ¿Cuál será su presión a una temperatura de 34 °C manteniendo un volumen constante?

5. Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 34 mL a la presión de 200 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a la presión de 840 mm de Hg?

6. Por descomposición del HgO se obtuvieron 34 L de oxígeno a la temperatura de 324°C. ¿Qué volumen ocupará si la temperatura se reduce a 45 °C?

7. Una muestra de gas hidrógeno tiene un volumen de 500 mL a una presión de 0,92 atm. Si la presión se reduce a 538 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará el gas?

Preguntas Tomadas de HEWITT, PAUL G.

“FÍSICA CONCEPTUAL”.

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Aprenda proponiéndose retos _(Constructivismo)_____

Indaga por los siguientes conceptos y principios:

1. Ley Avogadro

2. Ley de Dalton

3. Ley de Van der Waals

Elabora una práctica sencilla mediante la cual se pueda demostrar una de las leyes de los gases ideales

Aprenda de la evaluación___________________

______

Comprueba las competencias adquiridas resolviendo al menos tres situaciones los ejercicios planteados en los siguientes enlaces y comprueba tus resultados:

Ejercicios sobre: La Ley de Boyle

Ejercicios sobre: La Ley De Charles

Ejercicios sobre: La Ley de Gay-Lussac

Ejercicios sobre: La Ecuación de los gases ideales o Ecuación de estado

Ejercicios sobre: La Ley de Avogadro

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