Este documento presenta información sobre los estados de agregación de la materia y la teoría cinética para el grado 10 de ciencias naturales. Explica las propiedades de la materia como la masa, el volumen, la temperatura y el calor. Luego describe los tres estados de agregación - sólido, líquido y gaseoso - y los cambios entre ellos como la fusión y la ebullición. Finalmente, proporciona actividades para que los estudiantes identifiquen y expliquen estas propiedades y conceptos.

1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA MARÍA AUXILIADORA
ÁREA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL
ESPACIO ACADEMICO: QUIMICA
GRADO 10º
CONTENIDO CONCEPTUAL:
 Unidad 4: LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN Y LA TEORÍA CINÉTICA
PROFESOR: MARTÍN HERNANDO MOSQUERA AYALA
AÑO LECTIVO 2017
CARTAGO – VALLE
1

2. NOMBRE:_________________________________________
GRADO:__________________________________________
DESARROLLO DE LA TABLA DE SABER
UNIDAD 4: LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN Y LA TEORÍA CINÉTICA
ACTIVIDADES ORIENTADORAS DE DESEMPEÑOS
1. Identifica, describe y compara la materia, sus estados y sus propiedades y lo
evidencia con los resultados de una prueba escrita.
2. Da a conocer sus INVESTIGACIONES, consultas, descubrimientos,….a través de
informes donde se evidencia el manejo de HERRAMIENTAS INFORMÁTICAS,
representando gráficos, tablas, ecuaciones,…. y sustentando ante un auditorio.
3. Identifica, describe y explica relaciones matemáticas entre variables como la presión,
la temperatura, la cantidad de gas y el volumen, correspondientes a las leyes de los
gases y lo evidencia con los resultados de una prueba escrita.
PARTE I
1. MATERIA Y SUS PROPIEDADES
Materia en término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos
de gravedad e inercia.
1.1 Masa: es una propiedad general de la materia, es decir, cualquier cosa constituida por
materia debe tener masa.
La masa puede medirse en
muchas unidades, lo que
depende no sólo de la nación,
sino de la profesión. Así, los
joyeros miden la masa de las
piedras preciosas en quilates,
los ingleses miden la masa
en libras, etc. En el Sistema
Internacional (SI), que es
usado por los científicos y
técnicos de todo el mundo y
en la mayoría de los países,
la masa se mide en kilogramos, aunque también es muy empleado el
gramo.
Dependiendo de la masa a medir se emplean, en lugar del kilogramo
o el gramo, alguno de sus múltiplos, de forma que los números
obtenidos sean más fáciles de usar. Los múltiplos y submúltiplos del
kilogramo y del gramo son los indicados en la siguiente tabla:
Nombre Abreviatura Equivalente en kilogramos Equivalente en gramos
Tonelada Tm 1000 kg 1000000 g
kilogramo kg 1 kg 1000 g
hectogramo hg 0.1 kg 100 g
decagramo dag 0.01 kg 10 g
gramo g 0.001 kg 1 g
decigramo dg 0.0001 kg 0.1 g
centigramo cg 0.00001 kg 0.01 g
miligramo mg 0.000001 kg 0.001 g
ACTIVIDAD 1
1. Exprese en miligramos 5.4 kg.
2. ¿Cuántas toneladas son 12300000 g?
3. Complete la siguiente tabla, sustituyendo la x por el número correspondiente:
kilogramos miligramos
x 1000
x 12000000
0.000012 x
0.000009 x
4. Si en un determinado lugar, el peso de un cuerpo es la mitad de otro, ¿cómo será
su masa?
5. Si una mesa y una silla tienen la misma masa, ¿estarán hechas con el mismo
material?
1.2 Volumen: representa la cantidad de espacio que ocupa la materia de
un cuerpo y que no puede ser ocupado por otro cuerpo, ya los cuerpos son
impenetrables.
2

3. En el Sistema Internacional (SI), que es usado por los científicos y técnicos de todo el
mundo y en la mayoría de los países, el volumen se mide en metros cúbicos (m3
), aunque
también es muy empleado el litro, sobre todo para medir capacidades.
Dependiendo del volumen a medir se emplean, en lugar del metro cúbico o el litro, alguno
de sus múltiplos, de forma que los números obtenidos sean más fáciles de usar. Los
múltiplos y submúltiplos son los indicados en la siguiente tabla (decímetro cúbico equivale
a litro y centímetro cúbico a mililitro):
Nombre Abreviatura Equivalencia en m3
Equivalencia en l
Hectómetro cúbico hm3
1000000 m3
1000000000 l
metro cúbico m3
1 m3
1000 l
Hectolitro hl 0.1 m3
100 l
decímetro cúbico dm3
0.001 m3
1 l
centímetro cúbico c.c. o cm3
0.000001 m3
0.001 l
decilitro dl 0.0001 m3
0.1 l
centilitro cl 0.00001 m3
0.01 l
mililitro ml 0.000001 m3
0.001 l
Para medir el volumen de un líquido se emplean diversos recipientes graduados en los
que se introduce el líquido cuyo volumen se desea conocer: probetas,
buretas, matraces aforados, etc. dependiendo de la exactitud con la que
deseemos conocer dicho volumen. El más fácil de emplear es la probeta,
un tubo cilíndrico graduado, de forma que, al introducir el líquido en ella,
su propia altura nos indica el volumen que contiene, leída directamente
en la escala de la probeta.
ACTIVIDAD 2: resuelva
1. Una caja de zapatos mide 30 cm de largo, 12 cm de ancho y 10 cm de alto. ¿Cuál
es el volumen de la caja? Exprésalo en c.c. y en l.
2. Sabiendo que un litro de agua tiene una masa de 1.000 gramos, ¿cuántos
kilogramos de agua habrá en una presa que contiene 26.5 hectómetros cúbicos de
agua?
3. ¿Cómo medirías el volumen de una piedra de sal gema? Recuerda que la sal se
disuelve en el agua.
4. Para preparar un café, es necesario moler los granos de café: ¿Disminuirá el
volumen de los granos de café tras ser molidos?
5. Completa la siguiente tabla, sustituyendo la x por el número correspondiente:
litros c.c. m3
0.01 10 x
x 12000000 12
12 x x
x x 0.3
1.3 Temperatura: Se puede definir como la propiedad de los cuerpos que, al pasar un
tiempo en contacto, es igual en ellos. La temperatura de un cuerpo está relacionada con la
velocidad de las moléculas que la forman y, así, cuanto mayor sea la temperatura, mayor
será la velocidad de sus moléculas.
1.3.1 Escalas de temperatura: La medida de la temperatura se realiza mediante
termómetros. Estos llevan un indicador y una escala, se ponen en contacto con el cuerpo
cuya temperatura se desea conocer y, tras unos instantes, se mira la escala.
Para medir la temperatura se han desarrollado varias escalas termométricas. La más
empleada en la Europa continental y Latinoamérica es la escala centígrada o Celsius; en
esta escala, el agua se congela a 0ºC y entra en ebullición a 100ºC.
El físico inglés Lord Kelvin, propuso una nueva escala de temperaturas, cuyo origen
estuviera en -273ºC, de esta forma no habría nunca temperaturas negativas, de ahí que
reciba el nombre de escala absoluta. En ella, el agua congela a 273 K y hierve a 373 K, es
decir, el agua líquida abarca un intervalo de temperaturas de 100 K, lo que quiere decir
que, en cuanto a intervalo de temperaturas, 1 K es lo mismo que 1ºC.
En los países anglosajones, Gran Bretaña y EE.UU. sobre todo, se emplea otra escala de
temperaturas, la Fahrenheit. En esta escala el agua se congela a 32ºF y hierve a 212ºF,
por lo que el agua líquida existiría en un intervalo de 180ºF y no de 100, como ocurre en
las escalas centígradas y Kelvin.
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4. Fórmulas de conversión
 °C = 5/9 (°F-32) °F= 9/5 °C +32 K= °C +273
ACTIVIDAD 3.
1. El punto de ebullición del tungsteno (wolframio) es 5900 ºC. Expresa esta temperatura
en grados Kelvin y Fahrenheit.
2. El punto de ebullición del O es –182.86 ºC. Expresa esta temperatura en grados Kelvin
y Fahrenheit
3. Normalmente el cuerpo humano pueda soportar una temperatura de 105°F por cortos
periodos sin sufrir daños permanentes en el
cerebro y otros órganos vitales. ¿Cuál es esta temperatura en grados Celsius?
4. El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en
los radiadores de automóviles. Se congela a
11,5°C. Calcule esta temperatura de congelación en grados Fahrenheit.
5. La temperatura de la superficie del Sol es de alrededor de 6300°C, ¿Cuál es la
temperatura en grados Fahrenheit?
6. Convierta las siguientes temperaturas a Kelvin y a Fahrenheit:
a) 113°C, el punto de fusión del azufre.
b) 37°C, la temperatura corporal normal
c) 357°C. el punto de ebullición del mercurio
1.4 Calor: se puede definir como la transferencia de energía de una parte a otra de un
cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura. Como la
energía no es más que la capacidad de realizar un trabajo, se medirá en las mismas
unidades que éste. En el Sistema Internacional se mide en Julios (J). Pero existen muchas
unidades para medir la energía que, por tradición, se continúan empleando.
Así el calor (y la energía aportada por la comida) se suele medir en calorías (cal) y la
energía eléctrica en kilowatios hora (kwh), pero evidentemente todas pueden
interconvertirse según la siguiente tabla:
Julio Caloría Kilowatio/hora
Julio 1 0.2389 0.000000278
Caloría 4.1868 1 0.000001163
Kilowatiohora 3600000 859845 1
1.5 Densidad: se define como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que
ocupa. Es decir, se calcula dividiendo la masa de un cuerpo entre su volumen se suele
emplear la unidad de medida el gramo por centímetro cúbico (gr./c.c.).
÷
ACTIVIDAD 4
Complete la siguiente tabla.
Densidad en g/ccMasa en gVolumen en c.c.
1200 5 x
x 2.5 20
37.5 x 300
x 0.136 10
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5. 2. LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN
2.1. Estados de agregación de la materia: Todo en el Universo está formado por
materia. Ella 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.
La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las
sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el
CO2 en estado gaseoso:
2.1.1 Estado sólido: Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes.
Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de
atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con
una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Al
aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas
2.1.2 Estado líquido: Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En
ellos, las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los
sólidos, por esta razón pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por
unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones
entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que
los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias
partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura
aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
2.1.3 Estado gaseoso: Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a
diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En ellos, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el
número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las
paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y
compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo
que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce
mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más
energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión:
2.2 Cambios de estado de la materia: Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío
pasa de un estado a otro, se dice que ha cambiado de estado. En el caso del agua:
cuando hace calor, el hielo se derrite y si se calienta agua líquida se observa que se
evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las
condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye
en el estado en que se encuentran las sustancias.
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6. Existen varios cambios de estado, que son:
- Fusión: Es el paso de una sustancia de sólido a líquido. La temperatura a la que esto
ocurre se llama Temperatura de fusión o punto de fusión de esa sustancia. Mientras hay
sólido convirtiéndose en líquido, la temperatura no cambia, se mantiene constante. Por
ejemplo, en el agua el punto de fusión es 0 ºC; mientras haya hielo transformándose en
agua la temperatura no variará de 0 ºC. Esto ocurre porque toda la energía se invierte en
romper las uniones entre partículas y no en darles mayor velocidad en ese tramo.
- Solidificación: Es el cambio de estado de líquido a sólido. La temperatura a la que
ocurre es la misma: el punto de fusión.
- Vaporización: Es el cambio de estado de líquido a gas. Se puede producir de 2 formas:
evaporación y ebullición. La evaporación se produce sólo en la superficie del líquido y a
cualquier temperatura, se escapan las partículas más energéticas del líquido. Por el
contrario, la ebullición se produce en todo el líquido y a una temperatura característica
llama temperatura o punto de ebullición. Por ejemplo, en el agua es de 100 ºC y se
mantiene mientras hay agua pasando a vapor.
- Condensación: Es el cambio de estado de gas a líquido. La temperatura a la que ocurre
es el punto de condensación.
- Sublimación: Es el cambio de estado de sólido a gas (sin pasar por el estado líquido).
Esto ocurre, por ejemplo, en sustancias como: alcanfor, naftalina, yodo, etc. Un buen
ejemplo práctico serían los ambientadores sólidos o los antipolillas.
- Deposición. Este proceso en algunas ocasiones lo describen como sublimación inversa.
Es decir, que las partículas de un gas pierden suficiente energía cinética y pueden pasar a
estado sólido sin pasar por líquido (proceso exotérmico). En situaciones cotidianas es muy
poco probable observar este cambio de estado, no obstante, la sustancia que más
fácilmente permitiría ver este proceso es el yodo. Si se coloca una superficie fría sobre el
vapor sublimado, se podrá observar que se forman pequeños cristales de yodo. Es decir,
el yodo se sublima y se deposita sobre la superficie fría.
Los cambios de estado se suelen representar en unas gráficas llamadas gráficas de
calentamiento o gráficas de enfriamiento que son iguales para todas las sustancias, ya que
sólo varían en su punto de fusión y en su punto de ebullición, que son propiedades
características de cada sustancia.
Punto triple sólido, líquido y gas. Domínguez, 2012.
En el gráfico de equilibrio de fases se observa que los tres estados de la materia están
separados por líneas que representan los equilibrios sólido-líquido o de fusión, sólido-gas
o de sublimación y líquido-gas o de vaporización; el punto triple, es donde coexisten los
tres estados. Domínguez, 2012.
Los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias puras tienen valores constantes y
cada sustancia pura tiene su propio punto de fusión y de ebullición. Por ejemplo, el agua
tiene como punto de fusión 0 ºC y como punto de ebullición 100 ºC (a la presión del nivel
del mar), el alcohol etílico tiene punto de fusión -114 ºC y punto de ebullición 78 ºC. En la
siguiente tabla se pueden ver algunos ejemplos:
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7. Sustancia P. F. (ºC) P. E. (ºC)
Agua 0 100
Etanol - 114 78
Sodio 98 885
Hierro 1540 2900
Mercurio - 39 357
Oxígeno - 219 - 183
¿Por qué unos líquidos se evaporan más rápido que otros?
Anteriormente cuando se hablaba de la evaporación, se mencionó que las partículas de la
superficie adquieren suficiente energía cinética y se rompe la atracción intermolecular con
las partículas en estado líquido. Una vez estas partículas escapan se localizan en la parte
superior del líquido y ejercen presión sobre el mismo líquido. Esta presión se conoce como
presión de vapor, la cual se relaciona con la fuerza de atracción intermolecular y la
temperatura. A menor fuerza de atracción intermolecular, mayor número de partículas en
estado gaseoso sobre el líquido, por tanto mayor presión de vapor.
Lo anterior significa que aquellos líquidos que se evaporan más rápidamente son líquidos
con una mayor presión de vapor. Es decir, que en estado líquido tienen menor atracción
molecular entre sus partículas.
2.3 Soluciones y coloides
2.3.1 Soluciones: Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La
sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña
cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.
En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar
sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la
cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:
1. Su composición química es variable.
2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición
de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de
congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
• Principales clases de soluciones
SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa Gas Gas Aire
Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua
Liquida Liquido Gas O2 en H2O
Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O
2.3.2 Solubilidad: La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse
en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. Los factores que
afectan la solubilidad son:
• Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay
mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez
(pulverizando el soluto).
• Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se
forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución.
• Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las
moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan
abandonar su superficie disolviéndose.
• Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional.
PARTE II
1. LA TEORÍA CINÉTICA
La teoría cinética indica que la materia, sea cual sea su estado, está formada por
partículas tan diminutas que no se pueden observar a simple vista y que, además, se
encuentran en continuo movimiento. Ese estado de movimiento depende de la
temperatura, siendo mayor conforme más alto es el valor de dicha temperatura. Este
modelo permite, también, explicar la razón por la que un sólido puede convertirse en
líquido o un gas en líquido.
1.1 Factores que afectan teoría cinética: Esta teoría es capaz de explicar porqué una
misma sustancia se puede encontrar en los 3 estados: sólido, líquido y gas. Esto depende
sólo de la manera de agruparse y ordenarse las partículas en cada estado y ello, depende
en gran medida de factores como temperatura, la presión, cantidad de materia (moles) y el
espacio que ocupa esa materia (volumen).
1.1.1 La temperatura: Cuando se calienta un cuerpo, sus partículas se mueven más
deprisa con lo cual aumentan su energía cinética. Si se enfría ocurre lo contrario:
disminuye la energía cinética de las partículas. Esta energía es la que tiene un cuerpo en
movimiento.
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8. 1.1.2 Volumen: de un gas son las dimensiones del espacio que ocupa un gas. En un
sistema cerrado, el gas ocupa todo el volumen del sistema. Asi por ejemplo, cuando un
gas es metido a un recipiente, se expande uniformemente para ocupar todo el recipiente.
Cuando un gas es sacado del recipiente al ambiente tenderá a expandirse por la
atmósfera
1.1.3 Presión atmosférica: La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera
debido a su peso sobre la superficie de los cuerpos que están en contacto con ella. La
presión atmosférica se mide con un instrumento llamado barómetro. La presión a nivel del
mar es de 1013 mb o 1 atm. La presión superior a 1013 mb se llama alta presión y, si es
menor, baja presión. En los mapas meteorológicos se unen puntos con la misma presión
mediante unas líneas llamadas isobaras.
EQUIVALENCIAS PRESIÓN 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 1,01325 bar
1.1.4 Cantidad de sustancia (mol): Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto) y
considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define
como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del
tipo considerado, como átomos hay en 12g de carbono 12. (de modo similar a como se
define el metro a partir de la velocidad de la luz). La cantidad de gas está relacionada con
el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que se utiliza
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
1.2 Propiedades de los gases
1.2-1 Tienden a ocupar todo el volumen disponible: En los gases, las partículas están
muy separadas unas de otras y se mueven libremente a gran velocidad; por eso ocupan
todo el espacio disponible y no tienen volumen ni forma fijos. El que las partículas se
encuentren tan separadas da lugar a que los gases sean compresibles y ocupen el
volumen del recipiente que los contiene. Los gases pueden sufrir compresión y expansión.
Si acercamos las partículas del gas, entonces se comprime y si las alejamos se expanden.
1.2.2 Ejercen presión: Debido a que las partículas del gas están en continuo movimiento
chocan entre ellas y con las paredes del recipiente. Estas colisiones son las responsables
de la presión que ejerce el gas.
La presión varía con el volumen
Si la temperatura de un gas permanece constante:
• Su presión aumenta al disminuir su volumen.
• Su presión disminuye al aumentar su volumen.
•
2. LEYES DE LOS GASES
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. Maracaputo y Medina, 2011.
2.1 Ley de Boyle: Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura
es constante. Esta ley establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es
inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar
a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo
contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia
de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que
tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada
unidad de tiempo: aumenta la presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen
constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:
(el producto de la presión por el volumen es constante)
Cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento.
Si se varía el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2,
y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Boyle.
El volumen de los gases varía con la temperatura. Si la presión a la que se ve sometido un
gas permanece constante:
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9. • Su volumen aumenta al elevar la temperatura.
• Su volumen disminuye al descender la temperatura.
2.2 Ley de Charles: Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la
presión es constante. En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el
volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que si
aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen disminuía.
El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:
•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen
constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente se puede expresar así:
(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante).
Suponiendo que se tiene cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1
al comienzo del experimento. Si varía el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
La presión y la temperatura están relacionadas
Si el volumen de un gas permanece constante:
• Su presión aumenta al elevar la temperatura.
• Su presión disminuye al bajar la temperatura.
2.3 Ley de Gay-Lussac: Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el
volumen es constante. 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.
•Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto
aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el
recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió
que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura
siempre tenía el mismo valor:
(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)
Suponiendo que se tiene un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1
al comienzo del experimento. Si se varía la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces
la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.
Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta.
Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.
2.4 Ley de los gases perfectos o ideales: gas ideal es aquel en que las moléculas o
átomos no se atraen entre sí (sin interacción entre ellos, no existe atracción
intermolecular), por lo que su comportamiento se puede explicar de una forma fija, y
cumple una relación llamada Ley del gas ideal y la ley de charles Gay-Lussac. La presión
ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente.
La ley general de las Gases Ideales se expresa en la siguiente fórmula:
PV=nRT
Donde:
P: presión en atmosferas (atm) 1atm = 760 mmHg.
V: Volumen en litros 1l = dm3.
n: número de moles.
R = 0,082 atm l / K mol (es una constante, siempre la misma).
T: temperatura en Kelvin ( K).
REFRENCIAS BIBLIOGRÁFICAS - WEBGRAFÍA
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10. http://avibert.blogspot.com/2012/09/concepto-de-fluidos-supercriticos-parte.html
http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/reacciones-quimicas-seres-vivos.html?
x=20070418klpcnaecl_79.Kes
http://www.educaplus.org/gases/con_cantgas.html
http://www.educared.net/concurso2001/410/reaccion.htm
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm
http://es.wikipedia.org/wiki/Quimios%C3%ADntesis
http://www.monografias.com/trabajos91/leyes-gases-quimica/leyes-gases-quimica.shtml
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema2/index2.htm interactivo
http://fisica-quimica.blogspot.com/2006/05/estados-de-agregacin-de-la-materia.html
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