Laboratorio Química Aplicada

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Zacatenco

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio Química Aplicada

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

CONSIDERACIONES TEÓRICAS.

Gas ideal.

Los gases constituyen un estado de la materia que se caracteriza por estar formado por moléculas en las que predominan ampliamente las fuerzas de repulsión sobre las de atracción. Esto hace que tengan una gran expansibilidad y que ocupen todo el volumen en el que se contienen. Particularmente en los cursos de química se trata sobre los gases ideales. Estos gases no existen en la realidad, sino que son producto de simplificaciones basadas en suposiciones. Por ejemplo, en los gases reales las moléculas ocupan un volumen. Pero en los ideales se desprecia. Existen algunos gases teóricos como el gas de Van der Waals que tiene en cuenta en su fórmula al volumen de las moléculas y la fuerza de repulsión o atracción. Son gases que se acercan a los reales.

Presión de un gas

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea, que por lo regular desconocemos su existencia, quizá como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.

La presión atmosférica se demuestra fácilmente. Un ejemplo común es al beber un líquido con un popote. Al succionar el aire por medio de un popo te se reduce la presión en su interior, el vacío creado se llena con el líquido que es empujado hacia la parte superior del popote por la mayor presión atmosférica.

Presión atmosférica

Los átomos y las moléculas de los gases en la atmósfera, como el resto de la materia, están sujetos a la atracción gravitacional de la Tierra; por consiguiente, la atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la Tierra que en altitudes elevadas. (El aire fuera de la cabina presurizada de un avión a 9 km de altura es muy ligero para ser respirado.) De hecho, la densidad del aire disminuye con rapidez al aumentar la distancia de la Tierra. Las mediciones señalan que aproximadamente 50% de la atmósfera se encuentra dentro de 6.4 km de la superficie de la Tierra, 90% dentro de 16 km, Y 99% dentro de 32 km. No sorprende que cuanto más denso sea el aire, mayor es la presión que ejerce. La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmósfera de la Tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. La presión atmosférica, como lo indica su nombre, es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra (figura 5.2). El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.

Propiedades de los gases:

1. No tienen forma ni volumen definido.

2. Se expanden para llenar todo el recipiente que los contiene.

3. Compresibilidad (se pueden comprimir en gran medida).

4. Poca densidad. Son ligeros.

5. Miscibilidad (se mezclan unos con otros, gases a presión constante).

El comportamiento de los gases se explica con la teoría cinética de los gases y sus respectivas leyes. Estos conceptos permiten visualizar y entender el comportamiento de los gases.

La energía cinética (EC) es la energía que tienen las moléculas en virtud de su movimiento, cuanta más alta es la temperatura de un gas, sus partículas se mueven con mayor rapidez. Cuando la teoría cinética se aplica a los gases se llama “Teoría molecular de los gases”.

Las leyes de los gases

Las leyes de los gases que se estudiarán en este capítulo son producto de incontables experimentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de los gases durante varios siglos.

Cada una de las generalizaciones en cuanto al comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas representa una etapa importante en la historia de la ciencia. En conjunto, tale s generalizaciones han

Ley de Boyle

En el siglo XVII, Robert Boyle 4 estudió sistemática y cuantitativamente el comportamiento de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analizó la relación que existe entre la presión y el volumen de una muestra de un gas. A medida que la presión (P) aumenta a temperatura constante, el volumen (V) de una cantidad determinada de gas disminuye. Compare el primer punto de datos con una presión de 724 mmHg Y un volumen de 1.50 (en unidades arbitraria s) con el último punto de datos con una presión de 2 250 mmHg Y un volumen de 0.58.

Es evidente que existe una relación inversa entre presión y volumen de un gas a temperatura constante. A medida que la presión aumenta, el volumen ocupado por el gas disminuye.

Por lo contrario, si la presión aplicada disminuye, el volumen ocupado por el gas aumenta.

Esta relación se conoce como la ley de Boyle, según la cual la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas.

PV=K (cuando T es constante)

Ley de Charles

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante. El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas, si la temperatura aumente, el volumen del gas aumenta; si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

V1/T=V2/T2

Ley de Charles y ley de Gay-Lussac

Los primeros investigadores que estudiaron esta relación fueron los científicos franceses Jacques Charles 5 y Joseph Gay-Lussac. 6 Sus estudios demostraron que, a una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse. Las relaciones cuantitativas implicadas en estos cambios de temperatura y volumen del gas resultan ser notablemente congruentes. Se conoce como ley de Charles

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