PROPIEDADES DE LOS GASES

UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO

FACULTAD DE CIENCIAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BASICAS

FISICOQUIMICA

GUIA DE TRABAJOS PRACTICOS

PEDAGOGÍA EN CIENCIAS NATURALES

DR. CLAUDIA CARO DÍAZ

2011

OPERACIONES GENERALES

Las prácticas del laboratorio de Fisicoquímica o Termodinámica disponibles en esta guía requieren de una base y exigencia teórica que ésta área de la Química demanda, muestran: Base teórica explicada con ecuaciones que se deducen en el mismo documento, cálculos teóricos y método de experimentación.

PRACTICA Nº 1

PROPIEDADES DE LOS GASES

OBJETIVOS.

Al terminar la práctica el alumno será capaz de:

1. Comprobar experimentalmente la ley de Charles y Gay-Lussac.

2. Calcular Z, densidad y Temperatura de Boyle.

2. Diferenciar entre gas ideal y gas real.

INTRODUCCION.

Algunos de los sustratos y productos del metabolismo son gases, por ejemplo: oxígeno, dióxido de carbono, nitrógeno e hidrógeno. Por tanto, es importante entender algunas de sus propiedades características.

El estado gaseoso es el más simple de los tres estados fundamentales de la materia (gaseoso, líquido y sólido). Un gas difiere de la materia en estado líquido o sólido en que no posee un volumen intrínseco, es decir, que ocupa todo el volumen de cualquier espacio cerrado donde se encuentra. Esta y otras propiedades de los gases se interpretan en términos de la teoría cinética de los gases. En principio, se debe puntualizar que cuando se habla de un "gas" generalmente estamos considerando un "gas perfecto o ideal", cuyo comportamiento está dictado por las diversas leyes de los gases. Todos los "gases reales" (He, Cl2, CO2, NH3), difieren en algún grado de los imaginarios gases perfectos, pero es más conveniente definir las propiedades de un gas perfecto y señalar luego las desviaciones particulares con respecto a este ideal.

De acuerdo con la teoría cinética, el gas perfecto está compuesto por partículas extremadamente pequeñas (sus moléculas) que poseen un movimiento continuo, al azar e independiente. Durante su movimiento al azar, las moléculas chocan incesantemente contra las paredes del recipiente y es este continuo bombardeo de las paredes lo que se conoce como, presión del gas. Las "partículas" componentes del gas perfecto son absolutamente elásticas y rebotan con una energía igual a la que tenían en el momento del choque. Esto parece razonable, porque si no fuera así, la presión de un gas contenido en un recipiente a volumen y temperatura constantes disminuiría progresivamente con el tiempo. Además las moléculas de un gas perfecto no deben ocupar volumen (lo cual confirma que el gas perfecto es una ficción útil).

En virtud del movimiento independiente y al azar de sus moléculas, cuando un gas de una determinada densidad se introduce en un volumen mayor que el que ocupaba anteriormente a la misma temperatura, las moléculas se redistribuyen de forma que cada una tiene una libertad máxima de movimiento. El gas ocupa totalmente el nuevo volumen con la disminución correspondiente de su densidad. Esta tendencia de las moléculas gaseosas a moverse de una zona de densidad mayor a otra de densidad menor y así conseguir una densidad media de equilibrio, se conoce como fuerza de difusión. De aquí se deduce que se debe comprimir un gas para aumentar su densidad-fuerza de compresión.

El efecto de los cambios de la temperatura sobre un gas también se puede interpretar por medio de la teoría cinética. Un aporte de calor aumenta la energía cinética de las moléculas, favorece su tendencia a moverse incluso a más distancia unas de otras y por tanto provoca una expansión del gas a presión constante. El descenso de temperatura disminuye la movilidad de las moléculas y la tendencia del gas a presión constante es a contraerse. Por tanto, en cierto sentido, el aumento de la presión y el descenso de la temperatura tienden al mismo fin, a la disminución del volumen del gas.

De aquí se deduce que la condición de un gas perfecto está afectada por tres variables independientes: (i) volumen, (ii) presión y (iii) temperatura. El análisis del efecto de los cambios de presión y/o temperatura sobre el volumen de una masa dada de gas ideal ha determinado el establecimiento de ciertas relaciones entre estos factores, las cuales se conocen como leyes de gas ideal. La mayoría de estas leyes llevan el nombre de sus descubridores.

LA RELACIÓN TEMPERATURA - VOLUMEN: LEY DE CHARLES Y GAY LUSSAC.ñ

Los primeros investigadores que estudiaron la relación de cambio de temperatura sobre el volumen de un gas, fueron los científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay Lussac. Sus estudios mostraron que a presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae cuando se enfría. A cualquier presión dada, la relación gráfica entre el volumen y la temperatura es una línea recta. Extrapolando la(s) recta(s) al volumen cero, se encuentra que la intersección en el eje de temperatura tiene un valor de - 273.15°C, a cualquier temperatura, como se observa en la fig. 2 (En la práctica se puede medir el volumen de un gas únicamente en un margen limitado de temperatura, ya que todos los gases se condensan a temperaturas bajas para formar líquidos).

Fig. 1 Variación de la temperatura con respecto al volumen

En 1884, Lord Kelvin comprendió el significado de este fenómeno. Identificó la temperatura de -273.15°C como el cero absoluto, es decir, la temperatura teórica más baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de partida, estableció una escala de temperatura absoluta, ahora conocida como escala de temperatura Kelvin. En la escala Kelvin, un grado kelvin (K) es de igual magnitud que un grado Celsius; la diferencia es la posición del cero en cada escala. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan de la forma siguiente:

cero absoluto: O K = -273.15°C

punto de congelación del agua: 273.15 K =O°C

punto de ebullición del agua: 373.15 K = 1OO°C

Por convención, se usa T para expresar la temperatura absoluta (Kelvin) y t para indicar la temperatura en la escala Celsius. La dependencia del volumen de un gas con respecto a la temperatura, está dada por

V T

V= K 2 T

donde K2 es la constante de proporcionalidad. Las igualdades representan a la Ley de Charles y Gay Lussac, la cual establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. ( si aumenta la temperatura aumenta su volumen y viceversa)

Se pueden comparar dos conjuntos de condiciones de volumen y temperatura para una muestra dada de gas a presión constante. De la ecuación:

podemos escribir:

donde V1 y V2 son los volúmenes de los gases a las temperaturas T1 y T2, respectivamente.

De la misma manera, la dependencia de la presión con la temperatura queda representada de la siguiente manera:

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL

Resumiendo las leyes de los gases que se han analizado hasta el momento:

Ley de Boyle: V  P (a n y T constante)

Ley de Gay-Lussac: V  T (a n y P constante)

Ley de Avogadro: V  n (a P y T constante)

Ley de Charles: P T (a P y T constante)

Se pueden combinar las tres expresiones anteriores para obtener una sola ecuación que describa el comportamiento de los gases: donde R, es la constante de proporcionalidad y se denomina la constante universal de los gases y la ecuación se conoce como la ecuación del gas ideal y describe la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal.

TÉCNICA.

a) Ley de Charles y Gay-Lussac

1. Prepara 4 diferentes baños: hielo, hielo/agua/sal, agua a 50°C y agua hirviendo.

2. Coloca una gota de aceite de nujol (2-3 mm) en un tubo Wintrobe, perfectamente limpio usando una pipeta Pasteur.

3. Anota la temperatura ambiente y mide la longitud de la columna de aire contenida en la parte inferior del tubo. Mide además el diámetro del tubo para obtener el volumen de la columna de aire.

4. Coloca el tubo verticalmente en un baño de hielo cuidando que el tubo se sumerja hasta el límite inferior de la gota de aceite. Deja reposar el tubo de 2-3 min. Anota la temperatura del baño y la longitud de la columna de aire del tubo.

5. Repite el procedimiento en los baños restantes (hielo/agua/sal, 50°C y agua hirviendo).

6. Repite de 2 a 5 en un segundo tubo.

7. Grafica los datos de volumen de aire vs. Temperatura. Extrapola la línea hasta la intersección con el eje de la temperatura y determina el valor de temperatura que corresponde al volumen cero. Indique si la temperatura a V=0 es la Temperatura de Boyle

b) Diferenciar experimentalmente entre gas ideal y gas real.

1. Al igual que en un práctico que realizaron en Química General I se pesarán 0.08 gramos de Mg.

2. Llene con agua hasta las 3/4 partes de una cubeta. Coloque una probeta de 0.1 Lt invertida llena de agua dentro de la cubeta (que no queden burbujas de aire en la probeta).

3. Coloque 1.5 mL de HCl 6 N en un tubo de ensayo que se conectará a la probeta mediante una manguera.

4. Desconecte el tubo de ensayo e introduzca el metal. Al terminar la reacción mida la altura de la columna de agua y el Volumen que ocupó el gas que se produjo.

5. Mida la temperatura del agua de la cubeta para considerar que el gas tiene la misma temperatura (como aproximación)

6. Obtenga la presión del producto considerando que:

La Pt corresponde a la presión atmosférica, la Pv a la presión de vapor y la PcH2O es la presión de la columna de agua. Como en este último caso tenemos que la presión es igual a la altura de la columna por la densidad del líquido la presión de la columna de agua = altura de la columna/dHg (13.6 g/cm3).

En esta experiencia no mediremos el volumen molar si no más bien se hará:

i-. Calcule la temperatura de Boyle (busque los valores de a y b).

ii. Hacer el cálculo etequiométrico y obtener el valor del volumen teórico a obtener (según un gas ideal y un gas real).

ii-. Compare este volumen teórico con el volumen que obtuvo.

iii-. Según el cálculo estequiométrico con el Volumen real y utilizando la ecuación de estado de los gases ideales y de van der Waals, encuentre el valor de Z.

iv-. Considerando que hemos hecho aproximaciones de gases ideales para este gas real, explique sus resultados y discútalos.

PREGUNTAS DE PRELABORATORIO

1. Define presión y fuerza

2. ¿Cómo se mide la presión?

3. Averigua la presión atmosférica en el área de trabajo.

Cuestionario

1. Describe al menos cuatro propiedades físicas que definen por completo el estado físico de un gas.

2. Para la Ley de Charles, ¿qué propiedades físicas se mantienen constantes?

3. Una masa dada de oxígeno ocupa un volumen de 500 ml a 760 mmHg y 20 °C de temperatura, ¿qué presión ocuparán 450 ml si se mantiene constante la temperatura?

4-. Indique cómo se llega a que la Presión de la columna de agua corresponde a la altura de la columna de agua por la densidad del Hg.

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