Leyes De Los Gases

TITULO: Leyes de los Gases

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.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Los estados de agregación de la materia son tres: el sólido, el líquido y el gaseoso: El sólido puede definirse como aquél en que los cuerpos poseen volumen definido y forma propia a cierta temperatura y presión. Pero: además, para clasificar a un cuerpo sólido como tal, debe ser cristalino, es decir, los átomos, moléculas o iones que lo constituyen han de hallarse agrupados en una configuración geométrica característica de la sustancia en cuestión. Por otra parte, un líquido posee nn volumen definido pero no forma propia, mientras que nn gas carece de ambas. Los líquidos y gases se denominan fluidos. Un líquido, en la medida que llene un recipiente adoptará la forma de éste, pero retendrá su volumen, mientras que nn gas llenará siempre totalmente cualquier vasija en que se le confine.

No siempre las distinciones entre los tres estados de la materia son tan claros como las definiciones anteriores podrían suponer. Por ejemplo, un líquido en su punto crítico es indiferenciable de su vapor. De nuevo, las sustancias como el asfalto o el vidrio, aunque exhiben muchas propiedades de los sólidos, bajo ciertas condiciones de temperatura se hacen plásticas y presentan características que no son propias de los sólidos puros. Por esa razón se considera que dichas sustancias son líquidos sobrenfríados con una viscosidad muy elevada.

El estado particular de agregación de una sustancia esta determinado por la temperatura y presión bajo la cual existe. Sin embargo, dentro de ciertos límites de temperatura y presión una sustancia puede encontrase en más de un estado a la vez, e incluso en todos ellos cuando las condiciones son muy especiales. Así, a +57 mm de Hg de presión y a 0.010°C, coexisten el hielo, el agua y el vapor en forma estable.

Gases Ideales y Reales: Se clasifican en dos tipos: a) gases ideales y b) gases no ideales o reales. El gas ideal obedece ciertas leyes mientras que los reales las cumplen sólo a bajas presiones. En los gases ideales el volumen ocupado por las propias moléculas es insignificante en comparación con el volumen total, y esto es válido para todas las presiones y temperaturas; además la presión intermolecular es ínfima bajo cualquier condición. Para los gases reales, ambos factores son apreciables y la magnitud de ellos depende de la naturaleza, temperatura y presión gaseosa. Resulta claro que un gas ideal es hipotético, ya que cualquier gas debe contener moléculas que ocupan un volumen definido y ejercen atracciones entre si. Sin embargo, con frecuencia la influencia de estos factores es insignificante y el gas puede considerarse ideal. Estas últimas condiciones pueden obtenerse a presiones bajas y a temperaturas relativamente elevadas, condiciones bajo las cuales el espacio libre dentro del gas es grande y pequeña la fuerza de atracción entre las moléculas.

Generalizaciones de la conducta de un gas ideal: Por el estudio de los gases se han llegado a establecer sus leyes o generalizaciones que constituyen el punto de partida de la conducta gaseosa. Estas son: a) la ley de Boyle, b) la ley de Charles o Gay Lussac, c) la ley de las presiones parciales de Dalton y d) la ley de difusión de Graham. Otra generalización la constituye el principio de Avogadro.

Ley de Boyle: En 1662, Robert Boyle señaló que el volumen de un gas a temperatura constante disminuía cuando se aumentaba la presión a que estaba sometido y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental, el volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante varía inversamente a la presión ejercida sobre él. A esta importante generalización se le conoce como ley de Boyle. Si se expresa matemáticamente, establece que a temperatura constante:

V=K1/P

Donde V es el volumen y P la presión del gas, mientras que K1 es un factor de proporcionalidad cuyo valor depende de la temperatura, el peso del gas, su naturaleza, y las unidades en que se exprese, P y V. La ecuación anterior conduce a las siguientes:

PV=K1……………………………… (1)

De la cual se deduce que, si en cierto estado la presión y el volumen del gas son P1 y V1, mientras que en otro son P2 y V2, se cumple a temperatura constante:

P1V1=K1=P2V2

P1/P2=V2/V1…………………………… (2)

Ley de Charles o Gay-Lussac: Charles observó que el hidrógeno, aire, dióxido de carbono y oxígeno se expandían en igual proporción al calentarlos desde 0°C a 80°C, manteniendo la presión constante. Sin embargo, fue Gay-Lussac el primero que en 1802, encontró que todos los gases aumentaban igual volumen por cada grado de elevación de temperatura, y que el incremento era aproximadamente 1/273 el volumen del gas a 0°C, o con mayor precisión 1/273.15. Si se designa por V0 el volumen del gas

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