Leyes de los gases practica 1 esime zacatenco.

PRÁCTICA NO. 1

LEYES DE LOS GASES

Instituto Politécnico Nacional[pic 1][pic 2]

Escuela Superior de Ingeniería

Mecánica y Eléctrica

 Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica (ICE)

      Laboratorio de Química Aplicada

                                  Practica 1: Gases

                                           2CM3

                                          Equipo 1

                                        Integrantes:

                               Garcia Medina Felipe

                               Del Ángel Quiroz Pedro

                              Zesati Medrano Jaqueline

                              Ángeles Peña Karla Lizbeth

                                          Profesor:

Ing. Gómez Salas Jesús Daniel

Fecha de Realización: 14/septiembre /2016

Fecha de entrega: 20/septiembre/2016

1. OBJETIVO:

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

2. CONSIDERACIONES TEÓRICAS

LEYES DE LOS GASES.

Algunas definiciones básicas.

De los tres estados de agregación, sólo el estado gaseoso permite una descripción cuantitativa relativamente sencilla. Un sistema se encuentra en un estado o condición definidos cuando todas sus propiedades tienen valores definidos determinados por el estado del sistema. Así el estado del sistema se describe especificando los valores de algunas o de todas sus propiedades.

Antes de analizar las leyes de los gases es útil definir algunos términos básicos que se utilizaran. Con frecuencia hablamos de un sistema como referencia a una parte especifica del universo en la que estamos interesados. Por lo tanto, un sistema puede ser tanto un grupo de moléculas de oxígeno en un contenedor, una solución de NaCl, una pelota de tenis o un gato siamés. Una vez definido el sistema, al resto del universo lo llamamos los alrededores. Un sistema cerrado es aquel que puede intercambiar energía. Un sistema aislado es el que no puede intercambiar masa ni energía con sus alrededores. Para definir completamente un sistema es importante entender algunas variables experimentales, como la presión, el volumen, la temperatura y la composición, que colectivamente describen el estado del sistema.

La mayoría de las propiedades de la materia se pueden clasificar en dos categorías: las propiedades extensivas y las propiedades intensivas. Considere, por ejemplo, dos matraces que contienen las mismas cantidades de agua a la misma temperatura. Si se combinan estos dos sistemas vertiendo el agua de un matraz a otro, encontramos que se duplica el volumen y la masa del agua. Por otro lado, la temperatura y la densidad del agua no cambian. A las propiedades cuyos valores son directamente proporcionales a la cantidad del material presente en el sistema se les llaman propiedades extensivas; a las que no dependen de la cantidad se les llama propiedades intensivas. Las propiedades extensivas incluyen la masa, el área, el volumen, la energía y la carga eléctrica. Como se señaló, tanto la temperatura como la densidad son propiedades intensivas, al igual que la presión y el potencial eléctrico. Normalmente las propiedades intensivas se definen como razones de dos propiedades extensivas, por ejemplo:

Presión = fuerza/área….  Densidad = masa/volumen.

Definición operativa de la Temperatura

La temperatura es una propiedad muy importante en muchas ramas de la ciencia y no es sorprendente que se pueda definir de diferentes maneras. La experiencia diaria nos dice que la temperatura es una medida de la frialdad al calor, pero para nuestro propósito requerimos de una definición operativa más precisa. Considere el siguiente sistema de un contenedor A de gas. Las paredes del contenedor son flexibles, por lo que su volumen se puede dilatar y contraer. La presión inicial (P) y el volumen (V) son PA  y VA. Ahora ponemos en contacto el contenedor con otro similar B, de gas PB Y VB. Se producirá un intercambio de calor hasta que se alcance el equilibrio térmico. Una vez en equilibrio, la presión y el volumen de A y B se habrán modificado en a P’A, V’A Y P’B V’B. Es posible retirar temporalmente el contenedor A, reajustar su presión y volumen P’’A, V’’A  y aún mantener el equilibrio térmico con B en P’B Y  V’B. En realidad, se puede obtener un grupo infinito de tales valores que satisfagan las condiciones de equilibrio. Para que todos estos estado de A se encuentren en equilibrio térmico con B, deben tener el mismo valor de la variable que llamamos temperatura. Se deduce que si dos sistemas se encuentran en equilibrio térmico con un tercer sistema, también deben estar en equilibrio uno con otro. Generalmente, a este enunciado se le conoce como la Ley cero de la Termodinámica.

LEY DE BOYLE

En un estudio que se realizó en 1662 sobre el comportamiento físico de los gases, el químico inglés Robert Boyle, comprobó que el volumen (V) de una cantidad dada de gas a temperatura constante es inversamente proporcional a su presión (P):

PV = C.

La ley de Boyle se utiliza para predecir la presión de un gas cuando cambia su volumen y viceversa. Si permitimos que los valores iniciales de la presión y el volumen sean P1, V1 y que los valores finales de la presión  y el volumen sean P2 y V2 tenemos: P1  V1 = P2  V2. (Si n y la temperatura se mantienen constantes). Donde n es el número de moles de gas que se encuentran presentes.

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