Equipo [Ley de gas ideal ] Abraham Mendoza Reyes
https://drive.google.com/file/d/1iRe2v5Kq_BYJ20erflpKqdtPls4cq9bb/view?usp=drive_web
En este proyecto se explicará 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 es ocupado por el gas, considerando que el modelo del
gas ideal es válido para gases poco densos a baja presión. Sin embargo, para
situaciones que se alejan de estas condiciones es preciso hacer correcciones al
modelo. El comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no
interactúan entre sí y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en
condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de
gases ideales, los cuales cumplen con las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y
de Gay-Lussac se denominan gases perfectos o ideales. Es posible combinar las
leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se expresa en
la escala absoluta o Kelvin, de otra forma las leyes de Boyle y de Charles pueden
cambiarse para proporcionarnos una ley más general que relacione la presión, el
volumen, y la temperatura.
Se denomina gases ideales a un gas hipotético o teórico, es decir, imaginario, que
estaría compuesto por partículas desplazándose aleatoriamente y sin interactuar
entre sí, en donde se trata de un concepto útil para la utilización de la mecánica
estadística, a través de una ecuación de estado simplificada que se conoce como
Ley de gases ideales, sin embargo, el modelo de los gases ideales tiende a fallar
en cuanto varían las condiciones de temperatura y presión.
La ley del gas ideal puede ser vista como el
resultado de la presión cinética de las
moléculas del gas colisionando con las
paredes del contenedor de acuerdo con las
leyes de Newton. Pero también hay un
elemento estadístico en la determinación de
la energía cinética media de esas
moléculas. La temperatura se considera
proporcional a la energía cinética media; lo
cual invoca la idea de temperatura cinética.
Se puede visualizar como una colección de
esferas perfectamente rígidas que chocan unas con otras pero sin interacción entre ellas.
En tales gases toda la energía interna está en forma de energía cinética y cualquier
cambio en la energía interna va acompañada de un cambio en la temperatura.
La energía cinética es directamente proporcional a
la temperatura en un gas ideal. Los gases reales
que más se aproximan al comportamiento del gas
ideal son los gases monoatómicos en condiciones
de baja presión y alta temperatura, la presión
ejercida por una fuerza física es inversamente
proporcional al volumen de una masa gaseosa,
siempre y cuando su temperatura se mantenga
constante, o en términos más sencilla .
Los científicos empezaron a darse cuenta de que
en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en
un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería
válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar
en una amplia variedad de condiciones debido a la buena
aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más
separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal
se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los
gases se consideran como casos especiales de la ecuación del
gas ideal, con una o más de las variables mantenidas
constantes.
Los gases son complicados. Están llenos de miles de millones moléculas energéticas de
gas que pueden colisionar y posiblemente interactuar entre ellas. Dado que es difícil
describir de forma exacta un gas real, la gente creó el concepto de gas ideal como una
aproximación que nos ayuda a modelar y predecir el comportamiento de los gases reales.
El término gas ideal se refiere a un gas hipotético compuesto de moléculas que siguen
unas cuantas reglas.
1. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o repelen entre ellas.
2. Las móleculas de un gas ideal, en sí mismas, no ocupan volumen alguno.
Los gases ideales cumplen la hipótesis de
Avogadro que establece que "una cantidad de
cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a
la misma temperatura y la misma presión,
contiene el mismo número de moléculas,
independientemente del tipo de gas que sea.
Provocar la suficiente presión para que un huevo entre en el interior de una
botella, con base al cambio de la temperatura los movimientos de las moléculas.
Descubrir que, a una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la
temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del
gas disminuye.
Una vez adquirido la presión molecular, provocada por los gases, con base al cambio de
la temperatura, entonces obtendremos la incorporación de un huevo dentro de un frasco.
Conseguiremos calentar el aire de la botella para que se expanda alrededor de ella ,
poniéndola en una situación sin restricción del volumen para el gas , consiguiendo una
cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen
del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye.
Materiales
1 Frasco de vidrio
1 litro de agua
1 cazuela
1 huevo
Procedimiento
1. Dentro de una cazuela poner a calentar agua y retirar hasta que esté lo
suficientemente caliente.
2. Introducir el agua previamente calentando dentro un frasco
3. Una vez colocado el agua caliente dentro del frasco, introducirlo dentro de
la olla y colocar un huevo cocino en la boquilla del frasco y mantenerlo por
dos minutos.
4. Vaciar el agua de ambos recipientes, donde se les introdujo el agua
caliente.
5. Colocar el frasco con el huevo nuevamente en medio de la cazuela,
posteriormente dejar cubrir la olla con agua fría.
6. Esperar durante 5 a 10 minutos a que el huevo poco a poco se vaya
introduciendo al frasco.
Al concluir la practica comprendimos que fuera de la botella, tenemos aire a presión atmosférica. Dentro de la botella, tenemos aire a una presión menor que la atmosférica. Esta diferencia de presiones crea una fuerza desde fuera de la botella hacia dentro de la botella que empuja el huevo hacia el interior.
En este proyecto se explicará 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 es ocupado por el gas, considerando que el modelo del
gas ideal es válido para gases poco densos a baja presión. Sin embargo, para
situaciones que se alejan de estas condiciones es preciso hacer correcciones al
modelo. El comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no
interactúan entre sí y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en
condiciones estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de
gases ideales, los cuales cumplen con las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y
de Gay-Lussac se denominan gases perfectos o ideales. Es posible combinar las
leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se expresa en
la escala absoluta o Kelvin, de otra forma las leyes de Boyle y de Charles pueden
cambiarse para proporcionarnos una ley más general que relacione la presión, el
volumen, y la temperatura.
Al finalizar la investigación aprendí que cuando se calienta el aire de la botella, este se expande. Estamos en una situación sin restricción de volumen para el gas, pues la boca de la botella está abierta. Se aplica la Ley de Charles, que dice que, para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye.
