Laboratorio Quimica

LABORATORIO Nº 5

CURSO: QUÍMICA BÁSICA

CÓDIGO- CURSO: CB-211 U

PROFESORA: ROSARIO REYES ACOSTA

INTEGRANTES DEL GRUPO:

CACHIMBOS

2010-II

LABORATORIO Nº 5: GASES

1. OBJETIVOS:

 Estudiar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican el comportamiento de los gases ideales.

 Demostrar las leyes generales de los gases ideales.

 Estudiar y comprobar las propiedades de difusión de los gases de acuerdo a la ley de Graham.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

GASES

A) Ley de los gases ideales:

Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Así, los gases manifestarían un comportamiento muy parecido al ideal del alto calor y también por el mal comportamiento que presentan las bajas presiones de todos los gases. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos.

Los gases se encuentran en un estado casi cilíndrico, las partículas del gas no pueden adquirir volúmenes tan grandes como otros, además pueden tomar la forma de lo que quieran. Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que se suprimen las fuerzas y colisiones intermoleculares, por tanto el gas se puede comprimir o expandir con facilidad.

Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases ideales.

B) La Ecuación Universal de los gases ideales:

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas ideal es:

Donde:

• = Presión

• = Volumen

• = Moles de gas

• = Constante del gas ideal = 0.082 atm. L/K

• = Temperatura en Kelvin

Aunque en casos de presion y temperatura extremos el numero de moles puede sustituirse por la relacion entre la cantidad y el peso.

Donde:

• = Presión

• = Volumen

• = Relación masa/cantidad

• = Constante de gravitación universal (9,81m^2/s)

• = Constante del gas ideal

• = Temperatura en Kelvin

Esta ecuación de estado reúne las leyes anteriores vistas, expresando la relación que existe entre las magnitudes relevantes en los gases ideales, y describe satisfactoriamente el comportamiento de los gases en condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito por esta ecuación.

*Valores de R:

Valores de R

8,314472 J/K • mol

0,08205746 L • atm/K • mol

8,2057459 × 10-5 m3 • atm/K • mol

8,314472 L • kPa/K • mol

62,3637 L • mmHg/K • mol

62,3637 L • Torr/K • mol

83,14472 L • mbar/K • mol

1,987 cal/K • mol

1,07316 ft3 • psi/°R • lbmol

C) Volumen Molar:

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 x 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 ºC) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

• Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.

• Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.

• Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

• Amoniaco (NH3) = 22,1 L.

En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:

• Para el nitrógeno líquido (–210 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.

• Para el agua líquida (4 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.

El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol:

m3 • mol-1

D) Teoría cinética molecular

Desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas a nivel molecular.

• Todo gas está formado por pequeñas partículas esféricas llamadas moléculas.

• Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.

• Los gases ejercen una presión continua al recipiente debido a los choques de las moléculas con las paredes de éste.

• Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay cambio de energía.

• No se toman en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.

• La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

E) Ecuación general de los gases ideales

Para una misma masa gaseosa, podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

E) Procesos gaseosos restringidos

Procesos realizados mientras se mantiene constante la masa del gas, y uno de sus otros tres factores: Volúmen, Temperatura o Presión.

Ley de Boyle-Mariotte

La ley de Boyle-Mariotte (o Ley de boyle, como se la conoce a veces), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, y dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

donde : es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos.

Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases.

Ley de Charles y Gay-Lussac

La ley de Charles y Gay-Lussac, frecuentemente llamada ley de Charles o ley de Gay-Lussac, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas.

La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702.

La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la fórmula:

donde:

• V es el volumen

• T es la temperatura absoluta (es decir, medida en kelvin)

• k es la constante de proporcionalidad

Siendo la presión constante, la temperatura aumenta y el volumen también.

Siendo el volumen constante, la presión aumenta y la temperatura también.

F) Ley de Graham

La Ley de Graham, formulada en 1829 por Thomas Graham, establece que las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.

Siendo v las velocidades y δ las densidades.

Se hace uso de este principio en el método de difusión de separación de isótopos.

Los diferentes procesos que se realizan en las plantas, como lo son: la difusión, la ósmosis y la imbibición vegetal. Se encuentran íntimamente ligados con el transporte de agua y de soluciones desde el punto de origen hasta el medio donde ésta es activada. Cada sustancia se difunde libremente de otras hasta que se difunden todas equitativamente. En la planta la velocidad de difusión depende del gradiente lo cual está determinado por la diferencia entre las concentraciones de las sustancias en las dos regiones y por la distancia que las separa.

El fenómeno de difusión está

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