I.E.T.I. JOSE MARIA CARBONELL
GUIA DE LAS PROPIEDADES DE LOS GASES
DOCENTE: PATRICIA GOMEZ QUINTERO
ESTUDIANTE:

“El que es lento para enojarse muestra su inteligencia, el que no se controla manifiesta su locura”

Logros:

v Describe las leyes físico-químicas que rigen el comportamiento de los gases.
v Identifica y utiliza de manera correcta las unidades de cada una de las propiedades de los gases.
v Resuelve ejercicios relacionados con reacciones químicas en las que participan sustancias gaseosas.

Gas

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

1. Características Generales de los Gases.
El movimiento de las partículas (átomos) de los gases permite explicar propiedades tales como:
La compresión es decir la reducción de su volumen por acción de una fuerza externa llamada presión.
La difusión es la propiedad de expandirse por todo el volumen del recipiente que lo contiene.
La dilatación es el aumento del volumen cuando se incrementa la temperatura.
La Elasticidad es la propiedad que tiene un gas de recuperar su volumen cuando deja de actuar la presión que lo afecto.
Expansión máxima los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el espacio en el que se encuentra.
Forma y Volumen Indefinidos, ya que se ajusta al recipiente que lo contiene.
Densidad baja, los gases poseen una densidad reducida, la cual se mide en g/l en el sistema métrico.
Difusión y efusión: Dos o más gases diferentes generalmente se mezclan por completo en forma uniforme cuando entran en contacto (difusión). Un gas se escapa rápidamente del recipiente que lo contiene por el más diminuto poro (efusión).

2. Propiedades Generales de los Gases.

Presión de un gas: resulta del enorme numero de choques de sus moléculas contra las paredes del recipiente que lo contiene y de la gran velocidad de impacto, ya que al aumentar la temperatura, aumenta la presión que ejerce el gas sobre el recipiente por ser mayor el numero y la rapidez de las colisiones de las moléculas sobre la misma.
De hecho la temperatura de un gas es la medida de la energía cinética de las moléculas que la componen.
Las unidades de presión de los gases que más se utilizan son:
1 atmósfera= 1 atm = 760 mmHg = 14,7 lb-Fuerza/pulgada cuadrada (psi)
1 pascal= 1 Newton/metro cuadrado
1 atm= 1,013 x 105 Pa

101,3 Kpa

1,013 Bar.
Temperatura de un gas, la que más se acerca a la realidad es la escala absoluta o la temperatura Kelvin.
1 ºK = 1ºC + 273.
Volumen: Es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dada por el volumen del recipiente que lo contiene. El volumen de un gas se puede expresar en m3, cm3, litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan es el litro.
1 litro = 1000 ml
Masa: representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n).
1 mol = masa P.M. = Peso Molecular; masa en gramos.
P.M.

3. Leyes de los Gases.

3.1 Ley de Boyle.
En 1.660 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 del gas aumentaba, el volumen se reducía, y a la inversa, cuando la presión disminuía, el volumen aumentaba. Con base en los resultados de sus experimentos Boyle formuló la siguiente ley: A temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

V * 1 = Constante. V1 = P2_ Entonces, P1.V1 = P2.V2
P V2 P1

Ejemplos:
v En un recipiente se tienen 30 litros de Nitrógeno a 20ºC y a una atmósfera de presión. ¿A qué presión es necesario someter el gas para que su volumen se reduzca a 10 litros?
v ¿Cuál será el volumen final ocupado por 50 litros de Oxígeno cuya presión inicial es de 560 mm de Hg. y es comprimido hasta que la presión es de 2 atm.

3.2 Ley de Avogadro

Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n)
Matemáticamente, la fórmula es:
V1. N2 = V2.N1

3.3 Ley de Charles

ley_de_charles.png
A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Matemáticamente la expresión:
o Entonces: V1* T2 = V2 * T1

Ejemplo: Un gas ocupa un volumen de 3,25 L a 30 ºC. ¿Sí la presión permanece constante a que temperatura en grados centígrados el volumen sería igual a 6,5L?
2. Un gas ocupa un volumen de 800ml a 30 ºC y 760 mm de Hg. ¿Qué volumen en litros tendrá el gas a 5 ºC y a la misma presión?

3.4 Ley de Gay-Lussac

Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac
La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura: (olla a presión)
Entonces: P1* T2 = P2 * T1
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.
Ejemplo 1: un gas ocupa un volumen de 50 ml a 27 ºC y 780 mm de Hg ¿A qué temperatura en ºC su presión es de 850 mm de Hg, si el volumen permanece constante?
Ejemplo 2: Un gas está en un recipiente de 2 litros a 20 ºC y 560 mm de Hg. ¿A qué temperatura en ºC llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 760 mm de Hg?

3.5 Ley combinada de los gases

Las leyes de Boyle y de Charles se pueden combinar en una ley que nos indica a la vez la dependencia del volumen de una cierta masa de gas con respecto a la presión y la temperatura. Esta ley conocida como ley combinada de los gases se enuncia como sigue: Para una masa determinada de cualquier gas, se cumple que el producto de la presión por el volumen dividido entre el valor de la temperatura es una constante. La cual se puede expresar:

V1 . P1 = V2.P2 Entonces: V1. P1. T2 = V2. P2. T1

T1 T2

Ejemplo 1: Una masa gaseosa ocupa un volumen de 2,5 litros a 12ºC y 2 atm de presión. ¿Cuál es el volumen del gas si la temperatura aumenta a 38 ºC y la presión se incrementa hasta 2,5 atm?

Ejemplo 2: ¿Qué volumen ocupará un gas a 200 ºK y 2 atm de presión, si la misma muestra de gas ocupaba un volumen de 3 L a 300 ºK y 1 atm?

Ley de los gases ideales

Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:
 P cdot V = n cdot R cdot T
P cdot V = n cdot R cdot T

siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
  • R = 0,082 atm·l·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros
  • R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
  • R = 1,987 cal·K−1·mol−1
  • R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
Ejemplo 1: En un recipiente 3.5 moles de CO ocupan un volumen de 15.3 L. ¿Cuál es la presión del gas si la temperatura es de 57|°C?
Ejemplo 2: ¿Cuál es el volumen ocupado por 3 moles de O2 a 500mm de Hg y 10°C?
Ejemplo 3: El clorato de potasio se descompone en oxígeno y cloruro de potasio. Si en el laboratorio se recogen 80 ml de oxígeno a 18°C y 0,7 atm de presión, cuántas moles de oxigeno se obtuvieron?
INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL
Examen de Química. Tema: Gases. Grado: Décimo: _
Docente: Patricia Gómez Quintero

Estudiante: _

1.) Un cilindro de 1,3 litros que contiene un gas a temperatura ambiente tiene una presión de 4 atmósferas. ¿Cuál será el volumen del gas a 1.5 atm y a la misma temperatura?
2.) Una masa de nitrógeno tiene un volumen de 4,25 Litros a una presión de 750 torr. ¿A que valor en atmósferas debe cambiarse la presión si el volumen debe reducirse a 3.5 litros? Si la temperatura permanece constante.
3.) A condiciones estándar ¿Cuál será el volumen de 15gramos de CO2?
4.) 3,5 gramos de cloro se encuentran en un recipiente de 3.8 litros a 12ºC ¿Cuál es la presión ejercida por el gas?
5.) 25 gramos de CO2 ocupan un volumen de 3,82 litros a 30ºC y 1 atm de presión. Si se aumenta la temperatura a 42ºC, manteniendo la presión constante,¿Cuál es el volumen del gas?
6.) 50 gramos de Neón ocupan un volumen de 4,5 L a 27ºC y una atmósfera de presión ¿Cuánto debemos elevar la temperatura en grados centígrados para obtener un volumen de 10.5 litros, si la presión permanece constante?
7.) Una muestra de gas ocupa un volumen de 681 mililitros a 945 torr y 18ºC ¿Qué volumen ocupará a 118ºC y 745torr?
8.) El volumen de una muestra de gas es 900 ml a 85ºC y 0,750 atm.¿ A que temperatura se encuentra el gas si se lleva a un recipiente de 2 litros bajo una presión de 1,5 atm?
9.) Un gas se encuentra a 127ºC y 2 atm de presión ocupando un volumen de 5 litros, si la temperatura se eleva a 527ºC ¿Cuál será la presión del gas si el volumen permanece constante?
10.) Una capsula de 180 ml contiene H2S a 23ºC y está bajo una presión de 1800 torr ¿Qué presión ejercerá el gas a 16ºC?









LABORATORIO: CALCULO DE LA CONSTANTE DE LOS GASES (R)
Materiales:
1 Soporte Universal
1 Aro con nuez
1 Pinza para tubo de ensayo
1 Malla de asbesto
1 Manguera para conexión
1 Cubeta
1 Probeta de 100 ml
1 Balón con desprendimiento lateral
1 Tubo de ensayo con tapón
1 Mechero
1 Caja de fósforos
KClO3

Procedimiento:

1. Arma la cuba hidroneumática, teniendo en cuenta que en la probeta no exista aire.2. Mide aproximadamente 0,5 g de KClO3. Colócalos dentro del balón con desprendimiento lateral. Tapa bien el balón con el tapón de goma.3. Pesa en la balanza el balón con el KClO3. Registra el valor4. Conecta la manguera con el tubo afilado al tubo del desprendimiento y sujétalo al soporte universal.5. Calienta el Balón, suavemente al inicio y cada vez calienta más intensamente.6. Deja escapar las primeras burbujas y a continuación recoge sobre agua, el oxígeno desprendido, hasta que el volumen del gas coincida con el aforo del agua que se encuentra en la cubeta. De esta forma la presión del gas se equilibra con la presión atmosférica anulando la presión del vapor de agua que pueda existir. Registra el volumen del gas.7. Suspende el calentamiento tan pronto termines de recoger el oxígeno, deja enfriar el balón hasta temperatura ambiente y pesa el balón con su contenido.8. Mide la temperatura ambiente o la temperatura del agua de la cubeta y registra el valor hallado.9. Mide la presión del lugar con un barómetro. Si no posees barómetro, consulta cual es la presión de tu ciudad.10. Halla el número de moles en una molécula de oxígeno.11. Registra tus datos.
Análisis de los Resultados:

1. ¿Qué le sucede al clorato de potasio al calentarlo?2. ¿Cómo determinas la masa de oxígeno desprendido?3. Utilizando los datos del experimento halla la constante de los gases R. usando la ecuación de estado de los gases ideales.4. Compara el valor real con el valor experimental. Explica.

I.E.T.I. JOSÉ MARÍA CARBONELL
Guía de Soluciones grado Décimo
Docente: PATRICIA GOMEZ
Estudiante:

LAS SOLUCIONES
Es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias puras y cuya composición
Pueden variar dentro de ciertos límites. Las soluciones presentan dos componentes; Soluto y Solvente, el soluto por lo general está en menor cantidad y se encuentra disuelto en el solvente (componente en mayor cantidad). Hay seis clases de soluciones: gas-gas (aire) gas- líquido (gaseosa) líquido-líquido (bebidas alcohólicas) líquido-Sólido (crema dental) Sólido-líquido (azúcar o sal en agua) Sólido-sólido (Soldadura de estaño en plomo).
Concentración de las soluciones:
La concentración es la forma de expresar la cantidad de soluto que hay por unidad de solvente o de solución.
Unidades Físicas de Concentración:
% peso a peso (%p/p): Indica la cantidad de gramos de un soluto presente en 100 gramos de solución
%p/p = (g soluto/g de solución) x 100
Ejemplo: Calcular el % p/p de azufre en una muestra volcánica si en 2,5 g de dicha muestra se encontró 0,35 g del elemento.
% peso a volumen (%p/v): representa la masa de soluto en gramos por cada 100 ml de solución. Se puede calcular según la expresión:
%p/v = (masa de soluto/ volumen de solución) x 100
Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje p/v de una solución que contiene 20 g de KOH en 250 ml de solución?
% volumen a volumen (%v/v): expresa los mililitros de soluto presentes en 100 ml de ml Solución: %v/v = (ml de soluto / ml de solución) x 100
Ej: ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución de etanol, si 25 ml del alcohol se disuelven en agua hasta completar un volumen de 150 ml.
Partes por millón (ppm): mide las partes de soluto presentes en un millón de partes de solución. Ppm = mg de soluto/ Litros de Solución = mg de soluto/ Kg. de solución.
Ejemplo: ¿Cuál será la concentración en ppm de 350ml de solución de NaF en agua que contiene 0,00070 g de esta sal disuelta?
Primero se hace la conversión a las unidades requeridas en la fórmula:
350ml = 0,350 L y 0,00070g = 0,70mg luego se aplica la fórmula:
Ppm = 0,70 mg de soluto/ 0,350 L de solución = 2 ppm
Ejercicios Propuestos:
1.) Calcule el % p/p de las siguientes soluciones:
a. 10 g de NaCl en 80 g de H20
b. 36g de KOH en 300 g de Solución
c. 90 g de solución que contiene un soluto disuelto en 82 ml de agua.
d. Calcular la cantidad de gramos de azúcar (C12H22O11) que deben disolverse en 650 gramos de agua para preparar una solución de azúcar al 25% p/p.
2.) ¿Cuántos ml de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 300 ml de una solución al 20% en volumen?
Consulta: ¿Cuáles son las unidades químicas de concentración? Explícalas y da dos ejemplos de cada una de ellas.

I.E.T.I. JOSÉ MARÍA CARBONELL
Unidades Químicas de Concentración.
Docente: PATRICIA GOMEZ
Estudiante: _
Las unidades químicas de concentración son aquellas que dependen del soluto con que vamos a trabajar, o sea si es una sal, un ácido, un oxido o un hidróxido.
MOLARIDAD: (M) es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M = Nº moles de Soluto = M = n (moles) n = W
Litros de Solución V (L) PM
Ejemplo: calcula la molaridad de una disolución que contiene 10 g de sulfato cúprico (CuSO4) en 350 ml de Solución.
MOLALIDAD: (m) indica las moles de soluto presentes en un Kilogramo (1000g) de solvente. Cuando el solvente es el agua, debido a que la densidad de esta es de
1 g/ml, 1 Kg. de agua equivale a un litro.
Molalidad= Nº de moles de soluto/Kg. de solvente m= n/ Kg. Solvente
Ejemplo: se disuelven 10g de potasa cáustica (KOH) en 450ml de agua, ¿Cuál es la concentración molal de la solución?
NORMALIDAD: (N) relaciona el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros.
N = Nº de equivalentes-gramo de soluto =
Volumen de Solución (l)
El concepto de equivalente-gramo ha sido desarrollado para referirse a ácidos y bases. Así, un equivalente- gramo resulta de la división del peso molecular de la sustancia
Por el número de iones H+ u OH- que sea capas de producir.
Ejemplo: ¿cuál será la normalidad de una solución de NaOH que contiene 8 gr. De la base en 200 ml de la solución?
FRACCION MOLAR (X): expresa el número de moles de un componente de la solución, en relación con el número total de moles, incluyendo todos los componentes presentes.
Xa = Nº de moles de a = _na_
Nº de moles totales na +nb
Xb = Nº de moles de b = nb
No de moles totales na + nb
La suma total de las fracciones molares de una solución es igual a 1. Xa +Xb = 1.
Ejemplo: una solución contiene 5,8g de NaCl y 100g de agua. Determina la fracción molar del agua y de la sal.
DILUCIONES
Los reactivos disponibles en el laboratorio se encuentran, por lo general, en forma de sólidos o en soluciones comerciales muy concentradas. Con cierta frecuencia, es necesario preparar soluciones menos concentradas, a partir de estos materiales, para lo cual debemos diluirlas. Lo más común es que las concentraciones de las soluciones se encuentren expresadas en molaridad. Si partimos de una solución inicial n1= M1.V1 para obtener una solución n2 = M2.V2 debe cumplirse que el número inicial de moles sea igual al número final de moles (n1=n2) de ahí deducimos que M1.V1 = M2.V2
Cuando la concentración de la solución se expresa en normalidad, C1.V1= C2.V2 en donde C expresa la concentración de la solución.
Ejemplo: Calcula el volumen final de una sol 0,5M a partir de 300 ml de HCl 2M.


INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL


LABORATORIO: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ QUINTERO. GRADO: 10
ESTUDIANTE:

OBJETIVOS:
  1. Hallar los cálculos correspondientes para Preparar una solución de sal, azúcar u alcohol en diferentes concentraciones de % P/P, % P/V, % V/V.
2. Utilizar el material necesario para preparar la solución correspondiente.

MATERIALES
v Balanza
v Vaso de precipitado de 250 ml
v Probeta
v Espátula
v Vidrio reloj
v Balón aforado de 100 ml
v Agitador de vidrio
v Pipetas de 5 y 10 ml.
v Sal, azúcar y etanol.
PROCEDIMIENTO
1) Hallar el cálculo correspondiente para preparar la solución que le adjudique la docente.
2) Pesar de la manera correcta la cantidad que encontró en el paso anterior
3) Disolver y preparar la solución con ayuda del material del laboratorio.

CUESTIONARIO.
1) ¿Cuántos gramos de soluto debo de pesar para preparar una solución de Cloruro de Sodio al 2.5%?
2) ¿Cuántos gramos de azúcar debo de pesar para preparar una solución al 1.7%?
3) ¿Cuántos ml de alcohol debes medir para preparar una solución al 5% V/V?




















INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL

LABORATORIO: UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACIÓN
DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ QUINTERO. GRADO: 10
ESTUDIANTE:

OBJETIVOS:
1) Hallar los cálculos necesarios para preparar una solución 0.5 Molar de diferentes sustancias.
2) Utilizar el material correspondiente para preparar la solución correspondiente.

MATERIALES
v Balanza
v Vaso de precipitado de 250 ml
v Probeta
v Espátula
v Vidrio reloj
v Balón aforado de 100 ml
v Agitador de vidrio
v Pipetas de 5 y 10 ml.
v Bicarbonato de sodio, glucosa, Hidróxido de Sodio, cloruro de potasio.
PROCEDIMIENTO
1) Hallar el cálculo teórico correspondiente para conocer la masa de hidróxido de sodio u otra sustancia para preparar 100 ml de solución que le adjudique la docente, ya sea 0.5 M, 0,3 N o fracción molar.
2) Pesar de la manera correcta la cantidad que encontró en el paso anterior
3) Disolver y preparar la solución con ayuda del material del laboratorio.

CUESTIONARIO.

1. ¿Cuántos gramos de soluto debo de pesar para preparar una solución de Cloruro de Sodio 0.4 Molar?
2. ¿Cuántos gramos de azúcar debo de pesar para preparar una solución 0.25 Normal
3. ¿Cuántos ml de alcohol debes medir para preparar una solución 0.4 Molar.














INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL





GUIA CUARTO PERIODO





QUIMICA 10º

































SOLUCIONES









DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ































AÑO LECTIVO: 2009- 2010








I.E.T.I. JOSE MARIA CARBONELL
GUIA DE LAS PROPIEDADES DE LOS GASESDOCENTE: PATRICIA GOMEZ QUINTEROESTUDIANTE:
“El que es lento para enojarse muestra su inteligencia, el que no se controla manifiesta su locura”

Logros:

v Describe las leyes físico-químicas que rigen el comportamiento de los gases.
v Identifica y utiliza de manera correcta las unidades de cada una de las propiedades de los gases.
v Resuelve ejercicios relacionados con reacciones químicas en las que participan sustancias gaseosas.

Gas

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

1. Características Generales de los Gases.
El movimiento de las partículas (átomos) de los gases permite explicar propiedades tales como:
La compresión es decir la reducción de su volumen por acción de una fuerza externa llamada presión.
La difusión es la propiedad de expandirse por todo el volumen del recipiente que lo contiene.
La dilatación es el aumento del volumen cuando se incrementa la temperatura.
La Elasticidad es la propiedad que tiene un gas de recuperar su volumen cuando deja de actuar la presión que lo afecto.
Expansión máxima los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el espacio en el que se encuentra.
Forma y Volumen Indefinidos, ya que se ajusta al recipiente que lo contiene.
Densidad baja, los gases poseen una densidad reducida, la cual se mide en g/l en el sistema métrico.
Difusión y efusión: Dos o más gases diferentes generalmente se mezclan por completo en forma uniforme cuando entran en contacto (difusión). Un gas se escapa rápidamente del recipiente que lo contiene por el más diminuto poro (efusión).

2. Propiedades Generales de los Gases.
Presión de un gas: resulta del enorme numero de choques de sus moléculas contra las paredes del recipiente que lo contiene y de la gran velocidad de impacto, ya que al aumentar la temperatura, aumenta la presión que ejerce el gas sobre el recipiente por ser mayor el numero y la rapidez de las colisiones de las moléculas sobre la misma.
De hecho la temperatura de un gas es la medida de la energía cinética de las moléculas que la componen.
Las unidades de presión de los gases que más se utilizan son:
1 atmósfera= 1 atm = 760 mmHg = 14,7 lb-Fuerza/pulgada cuadrada (psi)
1 pascal= 1 Newton/metro cuadrado
1 atm= 1,013 x 105 Pa

101,3 Kpa

1,013 Bar.
Temperatura de un gas, la que más se acerca a la realidad es la escala absoluta o la temperatura Kelvin.
1 ºK = 1ºC + 273.
Volumen: Es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dada por el volumen del recipiente que lo contiene. El volumen de un gas se puede expresar en m3, cm3, litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan es el litro.
1 litro = 1000 ml
Masa: representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n).
1 mol = masa P.M. = Peso Molecular; masa en gramos.
P.M.

3. Leyes de los Gases.

3.1 Ley de Boyle.
En 1.660 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 del gas aumentaba, el volumen se reducía, y a la inversa, cuando la presión disminuía, el volumen aumentaba. Con base en los resultados de sus experimentos Boyle formuló la siguiente ley: A temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

V * 1 = Constante. V1 = P2_ Entonces, P1.V1 = P2.V2
P V2 P1
Ejemplos:
v En un recipiente se tienen 30 litros de Nitrógeno a 20ºC y a una atmósfera de presión. ¿A qué presión es necesario someter el gas para que su volumen se reduzca a 10 litros?
v ¿Cuál será el volumen final ocupado por 50 litros de Oxígeno cuya presión inicial es de 560 mm de Hg. y es comprimido hasta que la presión es de 2 atm.


3.2 Ley de Avogadro

Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n)
Matemáticamente, la fórmula es:
frac{V_1}{n_1}=frac{V_2}{n_2} ,!
frac{V_1}{n_1}=frac{V_2}{n_2} ,!


3.3 Ley de Charles

A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Matemáticamente la expresión:
frac{V_1}{T_1}=frac{V_2}{T_2}
frac{V_1}{T_1}=frac{V_2}{T_2}
o
frac{V_1}{V_2}=frac{T_1}{T_2}
frac{V_1}{V_2}=frac{T_1}{T_2}
Entonces: V1* T2 = V2 * T1


Ejemplo: Un gas ocupa un volumen de 3,25 L a 30 ºC. ¿Sí la presión permanece constante a que temperatura en grados centígrados el volumen sería igual a 6,5L?
2. Un gas ocupa un volumen de 800ml a 30 ºC y 760 mm de Hg. ¿Qué volumen en litros tendrá el gas a 5 ºC y a la misma presión?

3.4 Ley de Gay-Lussac

Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac
La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura: (olla a presión)
frac{P_1}{T_1}=frac{P_2}{T_2}
frac{P_1}{T_1}=frac{P_2}{T_2}
Entonces: P1* T2 = P2 * T1

Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote.
Ejemplo 1: un gas ocupa un volumen de 50 ml a 27 ºC y 780 mm de Hg ¿A qué temperatura en ºC su presión es de 850 mm de Hg, si el volumen permanece constante?
Ejemplo 2: Un gas está en un recipiente de 2 litros a 20 ºC y 560 mm de Hg. ¿A qué temperatura en ºC llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 760 mm de Hg?


3.5 Ley combinada de los gases


Las leyes de Boyle y de Charles se pueden combinar en una ley que nos indica a la vez la dependencia del volumen de una cierta masa de gas con respecto a la presión y la temperatura. Esta ley conocida como ley combinada de los gases se enuncia como sigue: Para una masa determinada de cualquier gas, se cumple que el producto de la presión por el volumen dividido entre el valor de la temperatura es una constante. La cual se puede expresar:


V1 . P1 = V2.P2 Entonces: V1. P1. T2 = V2. P2. T1


T1 T2


Ejemplo 1: Una masa gaseosa ocupa un volumen de 2,5 litros a 12ºC y 2 atm de presión. ¿Cuál es el volumen del gas si la temperatura aumenta a 38 ºC y la presión se incrementa hasta 2,5 atm?


Ejemplo 2: ¿Qué volumen ocupará un gas a 200 ºK y 2 atm de presión, si la misma muestra de gas ocupaba un volumen de 3 L a 300 ºK y 1 atm?


Ley de los gases ideales

Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:
 P cdot V = n cdot R cdot T
P cdot V = n cdot R cdot T

siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:

  • R = 0,082 atm·l·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros
  • R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
  • R = 1,987 cal·K−1·mol−1
  • R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
Ejemplo 1: En un recipiente 3.5 moles de CO ocupan un volumen de 15.3 L. ¿Cuál es la presión del gas si la temperatura es de 57|°C?
Ejemplo 2: ¿Cuál es el volumen ocupado por 3 moles de O2 a 500mm de Hg y 10°C?
Ejemplo 3: El clorato de potasio se descompone en oxígeno y cloruro de potasio. Si en el laboratorio se recogen 80 ml de oxígeno a 18°C y 0,7 atm de presión, cuántas moles de oxigeno se obtuvieron?
INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL
Examen de Química. Tema: Gases. Grado: Décimo: _
Docente: Patricia Gómez Quintero

Estudiante: _

1.) Un cilindro de 1,3 litros que contiene un gas a temperatura ambiente tiene una presión de 4 atmósferas. ¿Cuál será el volumen del gas a 1.5 atm y a la misma temperatura?
2.) Una masa de nitrógeno tiene un volumen de 4,25 Litros a una presión de 750 torr. ¿A que valor en atmósferas debe cambiarse la presión si el volumen debe reducirse a 3.5 litros? Si la temperatura permanece constante.
3.) A condiciones estándar ¿Cuál será el volumen de 15gramos de CO2?
4.) 3,5 gramos de cloro se encuentran en un recipiente de 3.8 litros a 12ºC ¿Cuál es la presión ejercida por el gas?
5.) 25 gramos de CO2 ocupan un volumen de 3,82 litros a 30ºC y 1 atm de presión. Si se aumenta la temperatura a 42ºC, manteniendo la presión constante,¿Cuál es el volumen del gas?
6.) 50 gramos de Neón ocupan un volumen de 4,5 L a 27ºC y una atmósfera de presión ¿Cuánto debemos elevar la temperatura en grados centígrados para obtener un volumen de 10.5 litros, si la presión permanece constante?
7.) Una muestra de gas ocupa un volumen de 681 mililitros a 945 torr y 18ºC ¿Qué volumen ocupará a 118ºC y 745torr?
8.) El volumen de una muestra de gas es 900 ml a 85ºC y 0,750 atm.¿ A que temperatura se encuentra el gas si se lleva a un recipiente de 2 litros bajo una presión de 1,5 atm?
9.) Un gas se encuentra a 127ºC y 2 atm de presión ocupando un volumen de 5 litros, si la temperatura se eleva a 527ºC ¿Cuál será la presión del gas si el volumen permanece constante?
10.) Una capsula de 180 ml contiene H2S a 23ºC y está bajo una presión de 1800 torr ¿Qué presión ejercerá el gas a 16ºC?









LABORATORIO: CALCULO DE LA CONSTANTE DE LOS GASES (R)
Materiales:
1 Soporte Universal
1 Aro con nuez
1 Pinza para tubo de ensayo
1 Malla de asbesto
1 Manguera para conexión
1 Cubeta
1 Probeta de 100 ml
1 Balón con desprendimiento lateral
1 Tubo de ensayo con tapón
1 Mechero
1 Caja de fósforos
KClO3

Procedimiento:

1. Arma la cuba hidroneumática, teniendo en cuenta que en la probeta no exista aire.
2. Mide aproximadamente 0,5 g de KClO3. Colócalos dentro del balón con desprendimiento lateral. Tapa bien el balón con el tapón de goma.
3. Pesa en la balanza el balón con el KClO3. Registra el valor
4. Conecta la manguera con el tubo afilado al tubo del desprendimiento y sujétalo al soporte universal.
5. Calienta el Balón, suavemente al inicio y cada vez calienta más intensamente.
6. Deja escapar las primeras burbujas y a continuación recoge sobre agua, el oxígeno desprendido, hasta que el volumen del gas coincida con el aforo del agua que se encuentra en la cubeta. De esta forma la presión del gas se equilibra con la presión atmosférica anulando la presión del vapor de agua que pueda existir. Registra el volumen del gas.
7. Suspende el calentamiento tan pronto termines de recoger el oxígeno, deja enfriar el balón hasta temperatura ambiente y pesa el balón con su contenido.
8. Mide la temperatura ambiente o la temperatura del agua de la cubeta y registra el valor hallado.
9. Mide la presión del lugar con un barómetro. Si no posees barómetro, consulta cual es la presión de tu ciudad.
10. Halla el número de moles en una molécula de oxígeno.
11. Registra tus datos.

Análisis de los Resultados:

1. ¿Qué le sucede al clorato de potasio al calentarlo?
2. ¿Cómo determinas la masa de oxígeno desprendido?
3. Utilizando los datos del experimento halla la constante de los gases R. usando la ecuación de estado de los gases ideales.
4. Compara el valor real con el valor experimental. Explica.


I.E.T.I. JOSÉ MARÍA CARBONELL
Guía de Soluciones grado Décimo
Docente: PATRICIA GOMEZ
Estudiante:

LAS SOLUCIONES
Es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias puras y cuya composición
Pueden variar dentro de ciertos límites. Las soluciones presentan dos componentes; Soluto y Solvente, el soluto por lo general está en menor cantidad y se encuentra disuelto en el solvente (componente en mayor cantidad). Hay seis clases de soluciones: gas-gas (aire) gas- líquido (gaseosa) líquido-líquido (bebidas alcohólicas) líquido-Sólido (crema dental) Sólido-líquido (azúcar o sal en agua) Sólido-sólido (Soldadura de estaño en plomo).
Concentración de las soluciones:
La concentración es la forma de expresar la cantidad de soluto que hay por unidad de solvente o de solución.
Unidades Físicas de Concentración:
% peso a peso (%p/p): Indica la cantidad de gramos de un soluto presente en 100 gramos de solución
%p/p = (g soluto/g de solución) x 100
Ejemplo: Calcular el % p/p de azufre en una muestra volcánica si en 2,5 g de dicha muestra se encontró 0,35 g del elemento.
% peso a volumen (%p/v): representa la masa de soluto en gramos por cada 100 ml de solución. Se puede calcular según la expresión:
%p/v = (masa de soluto/ volumen de solución) x 100
Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje p/v de una solución que contiene 20 g de KOH en 250 ml de solución?
% volumen a volumen (%v/v): expresa los mililitros de soluto presentes en 100 ml de ml Solución: %v/v = (ml de soluto / ml de solución) x 100
Ej: ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución de etanol, si 25 ml del alcohol se disuelven en agua hasta completar un volumen de 150 ml.
Partes por millón (ppm): mide las partes de soluto presentes en un millón de partes de solución. Ppm = mg de soluto/ Litros de Solución = mg de soluto/ Kg. de solución.
Ejemplo: ¿Cuál será la concentración en ppm de 350ml de solución de NaF en agua que contiene 0,00070 g de esta sal disuelta?
Primero se hace la conversión a las unidades requeridas en la fórmula:
350ml = 0,350 L y 0,00070g = 0,70mg luego se aplica la fórmula:
Ppm = 0,70 mg de soluto/ 0,350 L de solución = 2 ppm
Ejercicios Propuestos:
1.) Calcule el % p/p de las siguientes soluciones:
a. 10 g de NaCl en 80 g de H20
b. 36g de KOH en 300 g de Solución
c. 90 g de solución que contiene un soluto disuelto en 82 ml de agua.
d. Calcular la cantidad de gramos de azúcar (C12H22O11) que deben disolverse en 650 gramos de agua para preparar una solución de azúcar al 25% p/p.
2.) ¿Cuántos ml de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 300 ml de una solución al 20% en volumen?
Consulta: ¿Cuáles son las unidades químicas de concentración? Explícalas y da dos ejemplos de cada una de ellas.

I.E.T.I. JOSÉ MARÍA CARBONELL
Unidades Químicas de Concentración.
Docente: PATRICIA GOMEZ
Estudiante: _
Las unidades químicas de concentración son aquellas que dependen del soluto con que vamos a trabajar, o sea si es una sal, un ácido, un oxido o un hidróxido.
MOLARIDAD: (M) es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M = Nº moles de Soluto = M = n (moles) n = W
Litros de Solución V (L) PM
Ejemplo: calcula la molaridad de una disolución que contiene 10 g de sulfato cúprico (CuSO4) en 350 ml de Solución.
MOLALIDAD: (m) indica las moles de soluto presentes en un Kilogramo (1000g) de solvente. Cuando el solvente es el agua, debido a que la densidad de esta es de
1 g/ml, 1 Kg. de agua equivale a un litro.
Molalidad= Nº de moles de soluto/Kg. de solvente m= n/ Kg. Solvente
Ejemplo: se disuelven 10g de potasa cáustica (KOH) en 450ml de agua, ¿Cuál es la concentración molal de la solución?
NORMALIDAD: (N) relaciona el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros.
N = Nº de equivalentes-gramo de soluto =
Volumen de Solución (l)
El concepto de equivalente-gramo ha sido desarrollado para referirse a ácidos y bases. Así, un equivalente- gramo resulta de la división del peso molecular de la sustancia
Por el número de iones H+ u OH- que sea capas de producir.
Ejemplo: ¿cuál será la normalidad de una solución de NaOH que contiene 8 gr. De la base en 200 ml de la solución?
FRACCION MOLAR (X): expresa el número de moles de un componente de la solución, en relación con el número total de moles, incluyendo todos los componentes presentes.
Xa = Nº de moles de a = _na_
Nº de moles totales na +nb
Xb = Nº de moles de b = nb
No de moles totales na + nb
La suma total de las fracciones molares de una solución es igual a 1. Xa +Xb = 1.
Ejemplo: una solución contiene 5,8g de NaCl y 100g de agua. Determina la fracción molar del agua y de la sal.
DILUCIONES
Los reactivos disponibles en el laboratorio se encuentran, por lo general, en forma de sólidos o en soluciones comerciales muy concentradas. Con cierta frecuencia, es necesario preparar soluciones menos concentradas, a partir de estos materiales, para lo cual debemos diluirlas. Lo más común es que las concentraciones de las soluciones se encuentren expresadas en molaridad. Si partimos de una solución inicial n1= M1.V1 para obtener una solución n2 = M2.V2 debe cumplirse que el número inicial de moles sea igual al número final de moles (n1=n2) de ahí deducimos que M1.V1 = M2.V2
Cuando la concentración de la solución se expresa en normalidad, C1.V1= C2.V2 en donde C expresa la concentración de la solución.
Ejemplo: Calcula el volumen final de una sol 0,5M a partir de 300 ml de HCl 2M.


INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL

LABORATORIO: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ QUINTERO. GRADO: 10
ESTUDIANTE:

OBJETIVOS:

  1. Hallar los cálculos correspondientes para Preparar una solución de sal, azúcar u alcohol en diferentes concentraciones de % P/P, % P/V, % V/V.
2. Utilizar el material necesario para preparar la solución correspondiente.

MATERIALES
v Balanza
v Vaso de precipitado de 250 ml
v Probeta
v Espátula
v Vidrio reloj
v Balón aforado de 100 ml
v Agitador de vidrio
v Pipetas de 5 y 10 ml.
v Sal, azúcar y etanol.
PROCEDIMIENTO
1) Hallar el cálculo correspondiente para preparar la solución que le adjudique la docente.
2) Pesar de la manera correcta la cantidad que encontró en el paso anterior
3) Disolver y preparar la solución con ayuda del material del laboratorio.

CUESTIONARIO.
1) ¿Cuántos gramos de soluto debo de pesar para preparar una solución de Cloruro de Sodio al 2.5%?
2) ¿Cuántos gramos de azúcar debo de pesar para preparar una solución al 1.7%?
3) ¿Cuántos ml de alcohol debes medir para preparar una solución al 5% V/V?






































INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL


LABORATORIO: UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACIÓN
DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ QUINTERO. GRADO: 10
ESTUDIANTE:

OBJETIVOS:
1) Hallar los cálculos necesarios para preparar una solución 0.5 Molar de diferentes sustancias.
2) Utilizar el material correspondiente para preparar la solución correspondiente.

MATERIALES
v Balanza
v Vaso de precipitado de 250 ml
v Probeta
v Espátula
v Vidrio reloj
v Balón aforado de 100 ml
v Agitador de vidrio
v Pipetas de 5 y 10 ml.
v Bicarbonato de sodio, glucosa, Hidróxido de Sodio, cloruro de potasio.
PROCEDIMIENTO
1) Hallar el cálculo teórico correspondiente para conocer la masa de hidróxido de sodio u otra sustancia para preparar 100 ml de solución que le adjudique la docente, ya sea 0.5 M, 0,3 N o fracción molar.
2) Pesar de la manera correcta la cantidad que encontró en el paso anterior
3) Disolver y preparar la solución con ayuda del material del laboratorio.

CUESTIONARIO.

1. ¿Cuántos gramos de soluto debo de pesar para preparar una solución de Cloruro de Sodio 0.4 Molar?
2. ¿Cuántos gramos de azúcar debo de pesar para preparar una solución 0.25 Normal
3. ¿Cuántos ml de alcohol debes medir para preparar una solución 0.4 Molar.














INSTITUTO TECNICO INDUSTRIAL JOSE MARIA CARBONELL


GUIA CUARTO PERIODO


QUIMICA 10º
















SOLUCIONES




DOCENTE: PATRICIA GÓMEZ















AÑO LECTIVO: 2009- 2010