Instituto politécnico nacionalEscuela superior de ingeniería mecánica y

eléctrica

Laboratorio de química aplicada

Practica 1: Leyes de los gases

Grupo: 2EV2

Integrantes:

Salvador Toledo Efraín González

Aarón silva Javier González

OBJETIVO

El alumno demostrará con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley Combinada del estado gaseoso.

MARCO TEÓRICO

Gases

Los gases representan la forma de la materia que es más fácil entender. Aunque muchas sustancias

gaseosas distintas pueden tener propiedades químicas muy diferentes, se comportan de forma muy

similar en lo que respecta a sus propiedades físicas. Sólo algunos elementos existen como gases en

condiciones normales de temperatura y presión: los gases nobles (He,Ne,Ar,Kr y Xe) son gases

monoatómicos, mientras que el H2, N2, O2, F2 y C12 son gases diatómicos. Muchos compuestos

gaseosos también son gases. Las sustancias que son liquidas o solidas en condiciones normales

también pueden existir en estado gaseoso, y con frecuencia se les llama vapores. Por ejemplo, la

sustancia H2O puede existir como agua líquida, hielo sólido o vapor de agua.

En varios aspectos, los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos. Por ejemplo un

gas se expande en forma espontánea para llenar el recipiente que lo contiene. En consecuencia, el

volumen de un gas es igual al volumen del recipiente en donde se encuentra confinado. Los gases

también son muy compresibles: cuando se aplica cierta presión a un gas, su volumen disminuye con

facilidad.

Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros, independientemente de las identidades o

proporciones relativas de los gases componentes. La atmosfera es un ejemplo excelente.

Las propiedades características de los gases se deben a que las moléculas individuales se encuentran relativamente separadas.

Presión

La presión se define como fuerza por unidad de área. Una fuerza es lo que causa un

cambio en el movimiento de un cuerpo libre. La gravedad es una fuerza. En los laboratorios

de química, la presión de la atmosfera terrestre se mide con un barómetro de mercurio. Con

este instrumento la presión que también se mide en milímetros de mercurio, mmHg; la

unidad de presión también se conoce como torr, en honor de Torricelli, quien invento el

barómetro de mercurio.

En un barómetro de mercurio, el peso de la columna de mercurio equilibra al peso de la

atmósfera.

La unidad de presión del SI es el pascal Pa: 1Pa= 1Kg / m.s2

La magnitud de un pascal, es la presión ejercida por una capa de agua de 0.1mm de

espesor al nivel de mar. Para expresar grandes presiones se usa con frecuencia la

atmósfera estándar (atm), que se define exactamente igual a 1.01325x10 5 Pa. Por

definición, 1atm= 760torr. Que es la presión barométrica media al nivel de mar.

1atm= 1.01325x105 Pa=760 torr= 760mmHg.

Para medir la presión de una muestra de gas en un recipiente se usa el manómetro.

Hay otras unidades de presión que existen, como el Kg/cm2, la “psi” y la baria.

1atm= 1.01325 baria=1.01325Kg/cm2 =14.70 psi.

Las leyes de los gases

Experimentos realizados con un gran número de gases revelan que se necesitan cuatro

variables para definir la condición física o estado, de un gas: temperatura, T; presión, P;

volumen, V, y la cantidad de gas, la cual por lo general se expresa como el número de

moles, n. Las ecuaciones que expresan las relaciones entre T, P, V y n se conocen como

leyes de los gases. Como el volumen se mide fácilmente, las primeras leyes de los gases

que se estudiaron expresaban el efecto de una de las variables sobre el volumen

manteniendo constantes las variables restantes.

Ley de boile

A temperatura constante, el volumen de una muestra de gas es inversamente proporcional a la

presión del gas.

V=constante/ P o bien P x V= constante

Al aumentar la presión de una muestra de gas a temperatura constante, disminuye el volumen de

esa muestra.

La ley de Boyle se utiliza para calcular el nuevo volumen que ocupara una muestra de gas si se

cambia su presión. También puede emplearse para calcular la presión necesaria para lograr

determinado cambio de volumen, siempre que la temperatura no cambie. Entonces, la ley de Boyle

establece que:

“el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a una temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión”.

P1V1=P2V2

Ley de charles

J.A.C. Charles observó el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Charles encontró

que el volumen de varios gases se expandía la misma fracción cuando los sometía al mismo cambio

de temperatura. Poco después descubrió que si un volumen dado de cualquier gas a 0ºC se enfriaba

1ºC, el volumen se reducía 1/273; si se enfriaba 2ºC, disminuía 2/273; si se enfriaba 2.ºC, 20/273, y

así sucesivamente. Como por cada grado de enfriamiento, el volumen se reducía 1/273, llegó a la

conclusión de que cualquier cantidad de gas tendría un volumen cero si se pudiera enfriar a -273ºC.

Desde luego que ningún gas real se puede enfriar a -273ºC, por la sencilla razón de que se licuaría

antes de alcanzar esa temperatura.

Sin embargo, se hace referencia a -273ºC (con más precisión, -273.15ºC) como cero absoluto de

temperatura; esta temperatura es el punto cero en la escala kelvin y es la temperatura a la cual el

volumen de un gas ideal, o gas perfecto, seria igual a cero.

Entonces la ley de Charles se enuncia como: “A presión constante, el volumen de una masa fija de cualquier gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta”, lo cual se puede

expresar como:

V1/T1=V2/T2

Esto significa que el volumen de un gas varía en forma directa con la temperatura absoluta cuando

la presión permanece constante. La ecuación de la Ley de Charles puede escribirse como:

V=Kt o V/T=k (a presión constante)

Donde k es una constante para cierta masa de gas. Si la temperatura absoluta de un gas se duplica, el volumen también se duplicará.

LEY DE GAY-LUSSAC

J. L. Gay-Lussac se dedicó al estudio de las relaciones volumétricas de los gases. Para describir una

cantidad fija de gas se necesitan tres variables (presión, P; volumen, V, y temperatura, T). Con la ley

de Boyle, PV=k, se relacionan la presión y el volumen a temperatura constante; con la ley de

Charles, V=kT, se relacionan el volumen con la temperatura a presión constante. Una tercera

relación donde intervienen presión y temperatura a volumen constante es una modificación de la ley

de Charles y algunas veces se llama ley de Gay-Lussac, que menciona que:

“A volumen constante, la presión de una masa fija de gas es directamente proporcional a la temperatura Kelvin”

P=Kt o P1/T1=P2/T2

LEYES COMBINADAS DE LOS GASES

La temperatura normal es de 273.15K(0ºC) y la presión normal es de 1atm o 760mmHg o 760torr o

101.325kPa.

Cuando la temperatura y la presión cambian al mismo tiempo, el nuevo volumen se debe calcular

multiplicando el volumen inicial por las reacciones correctas de presión y temperatura como sigue:

Volumen final= (volumen inicial) (relación de presiones) (relación de temperaturas)

En esta ecuación se combinan las leyes de Boyle y de Charles, y en los cálculos deben tomarse en

cuenta las mismas relaciones de presión y temperatura. Las cuatro variaciones posibles son:

Tanto T como P originan un aumento de volumen.

Tanto T como P originan una disminución de volumen.

T causa un aumento de volumen y P origina una disminución de volumen.

T causa una disminución de volumen y P origina un aumento de volumen.

Para resolver problemas, esta ecuación suele escribirse como:

P1V1/T1=P2V2/T2

Donde P1, V1 Y T1 son condiciones iniciales y P2, V2 Y T2 son condiciones finales.

Lo que ocurre a la ley combinada de los gases cuando una de las variables es constante:

Cuando T es constante P1V1=P2V2 obtenemos la ley de Boyle.

Cuando P es constante V1/T1=V2/T2 obtenemos la ley de Charles.

Cuando V es constante P1/T1=P2/T2 obtenemos la ley de Gay-Lussac.

MATERIAL Y EQUIPO

1 Vaso de Precipitados de 250 mL. 1 Agitador. 2 Pesas de plomo. 1 Mechero. 1 Anillo. 1 Pinza universal. 1 Tela con asbesto. 1 Jeringa de plástico graduada de 10 mL herméticamente cerrada. 1 Termómetro. 1 Pinzas para vaso de precipitados.

DATOS PDF =585mmHg. m ÉMBOLO =8g. D Int =1.82cm. 760mmHg =1.013 x 106 dinas/ cm2. P= f/A = m*g/A ÉMBOLO.

DESARROLLO EXPERIMENTALPRIMERA PARTE.

1. Mote la jeringa como se indica en la figura 1.

2. Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial V0

correspondiente a una presión inicial P0.

P0=PDF + P ÉMBOLO A TEMPERATURA AMBIENTE.3. Ponga arriba del émbolo la pesa más pequeña y con precaución presione

ligeramente; el émbolo regresará a su volumen V1, correspondiente a una presión

P1.

P1=P0 + P PESA 1.4. Quite la pesa pequeña y ponga la más grande, presione ligeramente y anote V2

para una presión P2.

P2=P0 + P PESA 2.5. Por último, con precaución ponga las dos pesas y anote V3 para una presión P3.

P3=P0 + P PESA 1 y 2.

SEGUNDA PARTE.

1. Monte la jeringa como se indica en la figura 2, procurando que el nivel del agua esté arriba del volumen de aire de la jeringa. Presione ligeramente y tome el volumen V 0

correspondiente a una temperatura T0 que será la temperatura ambiente del agua, para una presión P0 constante.

2. Calentar y agitar constantemente hasta 40ºC, presione ligeramente y anote el volumen V 1

correspondiente a una T1.Continúe calentando, agitando y anotando los volúmenes a temperaturas de ambiente, 40ºC, 70ºC y temperatura de ebullición del agua.

TERCERA PARTE.

1. Se inicia de igual forma que la segunda parte.

2. Caliente, agitando hasta 40ºC y ponga la pesa chica, oprima ligeramente y tome el volumen V1 correspondiente a la temperatura T1 y a la presión P1.

3. Continúe calentando hasta 60ºC y ponga la pesa grande, tome el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2, así mismo para ebullición.

CUESTIONARIO

1. Llene la tabla de datos y resultados siguiente:

PRIMERA PARTE

P (dinas/cm 2 ) V (cm 3 ) PV (erg)782760.1422 7 5479320.995

PESA PEQUEÑA

863457.4322 6 5180744.593

PESA GRANDE

935481.649 6 5612889.894

AMBAS PESAS

1016178.939 5 5080894.695

SEGUNDA PARTE

T (ºc) T (ºK) V (cm 3 ) V / T (cm 3 / ºK)

21 294 7 0.0238PESA

PEQUEÑA40 313 7 0.0223

PESA GRANDE 70 343 10 0.0291

AMBAS PESAS 92 365 13 0.0356

TERCERA PARTE

T (ºc) T (ºK) V (cm 3 ) P (dinas/cm 2 ) PV / T (erg / ºK)PESA

PEQUEÑA40 313 6 863457.4322 49655.69897

PESA GRANDE 70 343 8.5 935481.649 139094.9391AMBAS PESAS 92 365 10 1016178.939 139202.5944

CÁLCULOS

FORMULASP=m*g/AEMBOLO = g.cm/s2/cm2=d/cm2

P0= PDF+ PP1= P0+ P1

P2= P0+ P2

P3= P0+ P3

PDF=585mmHg

PV=d*cm=1ergPrimera PartePDF=585mmHg(1.013x106)/760mmHg=779743.4211d/cm2

g=9.81m/s2=9.81m/s2(100cm/1m)=981cm/s2

A embolo = 3.1416(0.91cm)2=2.6015cm2

Po =779743.4211 d/cm2 + [8g (981cm/s2)/2.6015cm2) =782760.1422 d/cm2

P1 = 782760.1422 d/cm2+ [214g (981cm/s2)/2.6015cm2) =863457.4322 d/cm2

P2 = 782760.1422 d/cm2+ [405g (981cm/s2)/2.6015cm2) =935481.649 d/cm2

P3 = 782760.1422 d/cm2+ [619g (981cm/s2)/2.6015cm2) =1016178.939 d/cm2

1 cm3 = 1 ml

V0= 7 ml = 7 cm3

V1= 6ml= 6cm3

V2= 6 ml= 6 cm3

V3= 5 ml = 5 cm3

PoVo= 7 cm3 (782760.1422 d/cm2)=5479320.995erg

P1V1= 6cm3 (863457.4322 d/cm2)=5180744.593erg

P2V2= 6cm3 (935481.649 d/cm2)=5612889.894erg

P3V3= 5 cm3 (1016178.939 d/cm2)=5080894.695erg

Segunda ParteT0 = 21°C + 273 = 294K V0=7cm3 V/T=7cm3/294=0.0238 cm3/°K

T1 = 40°C + 273 = 313K V1=7cm3 V/T=7cm3/313=0.0223 cm3/°K

T2 = 70°C + 273 = 343K V2=10cm3 V/T=10cm3/343=0.0291 cm3/°K

T3 = 92°C + 273 = 365K V3=13cm3 V/T=13cm3/365=0.0356 cm3/°K

Tercera Parte P1V1 / T1= 5180744.593erg (3 cm3) / (313k) = 49655.69897 erg/°K

P2V2 / T2= 5612889.894erg (8.5 cm3) / (343k) = 139094.9391 erg/°K

P3V3 / T3= 5080894.695erg (10 cm3) / (365k) = 139202.5944erg/°K

2. Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte, construya las gráficas de: V-P y T-V, indicando el nombre de cada una de ellas.

Grafica V-P

NORMALPesa pequeña

Pesa grandeAmbas pesas 0

200000

400000

600000

800000

1000000

1200000

782760.1422

863457.4322

935481.649

1016178.939

76

65

294313

343365

PRESIONVOLUMENTEMPERATURA

Grafica T-V

3. De la primera parte, analizando la gráfica, si el gas se expande, su presión tendrá que:

La presión disminuye, ya que las partículas que contiene el gas se encuentras separadas a una mayor distancia a comparación de cuando existe una presión mayor.

4. De la segunda parte, analizando la gráfica, para que un gas se expanda, su temperatura tendrá que:

Su temperatura aumenta

5. Analizando las tablas de resultados, los valores de PV, V/T y PV/T, ¿Por qué no son constantes?

Porque en cada uno de ellos está involucrado otro elemento ya sea temperatura o presión, por eso es que esos valores no pueden llegar a ser constantes.

Carlos Salvador Toledo Ramirez

CONCLUSIÓN

NORMALPesa pequeña

Pesa grandeAmbas pesas 0

50

100

150

200

250

300

350

400

77

1013

294313

343365

VOLUMENTEMPERATURA

En la práctica realizada comprobamos las características de los gases como son la temperatura, la presión y el volumen; Así mismo se pudo comprobar que las leyes de los gases como son la ley de Boyle, de Charles y las leyes combinadas son ciertas. Durante la práctica, en la realización de los experimentos paso a paso observamos al volumen del gas en la jeringa de acuerdo a la temperatura que le poníamos y la presión, que estas iban variando de acuerdo a la práctica.

Silva Dorantes AarónPor medio de la observación y experimentación demostramos la ley de Boyle que consiste en que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, asi mismo la ley combinada de los gases que combina las leyes de Charles y Gay Lussac y además enuncia el volumen ocupado por una masa gaseosa, es inversamente proporcional a las presiones y directamente proporcional a las temperaturas absolutas que soportan.

González Mora Javier En el trascurso de la practica me pude percatar que las medidas obtenidas no varían mucho, ya sea con una temperatura de 40 o a su punto de fusión o con un peso extra; cabe mencionar que con el peso de las pesas tampoco vario mucho con respecto al valor inicial. Y en la parte teórica como es la fórmula se tomaron los datos obtenidos y con base en ellos se trabajaron demostrando la formula.

BIBLIOGRAFÍA:

QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL,

BROWN, THEODORE L., cols. José Luis Rodríguez Huerta. Editorial: PEARSON EDUCACIÓN Paginas consultadas: 394, 398

QUÍMICA GENERAL Jean B. Umland, Jon M. Bellama, tr. Virgilio González Pozo, Ma. Teresa Aguilar Ortega. Editorial: International Thomson Paginas consultadas: 152, 153, 156, 132.

QUÍMICA GENERAL Profesores de la Universidad Autónoma de Nuevo León Editorial: Universidad Autónoma de Nuevo León Paginas consultadas: 311, 312, 315, 316