Practica 1

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio de Química Aplicada

Practica No.1 - Leyes de los Gases-

Grupo 2CM14

Equipo:

Oscar Alberto Abarca López

Rafael Pacheco Hernández

Alberto López Pérez

Iván Sánchez Delgado

Profesora: Mayra A. Modesto Carrillo

Fecha de Realización: 10-02-2014

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.

Consideraciones Teóricas:

Presión:

Fuerza que actúa sobre una superficie dividida por el área de dicha superficie.

Fuerza que ejercen las moléculas en un recipiente dado.

Presión de un gas:

Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento.

La presión es una de las propiedades de los gases que se mide con mayor facilidad. Para entender cómo se mide la presión de un gas, conviene saber cómo se obtienen las unidades de medición. Para ello, empezaremos con la velocidad y la aceleración.

La unidad SI (Sistema Internacional) de velocidad se maneja m/s, aunque también se utiliza cm/s.

La fórmula está dada por:

La aceleración se mide o está dado por: ó

La segunda ley del movimiento, formulada por Isaac Newton a finales del siglo XVII, define otro término, llamado fuerza, del cual se derivan las unidades de presión.

De acuerdo con esta ley: (Fuerza = Masa x Aceleración)

La unidad que se maneja por el SI de fuerza es el “Newton (N)” por lo tanto:

1 N = 1 kg m/s2

La presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área:

Presión =

La unidad SI de presión es el pascal (Pa2)= 1 Pa = 1 N/m2

Presión atmosférica:

La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra.

En condiciones normales de presión y temperatura:

1 atm = 760 mm Hg

Se debe a que 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.

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.

El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.

Variación de la presión con la altura:

A medida que uno asciende la presión atmosférica decrece. En capas bajas

cerca de la superficie la disminución de la presión con la altura es de

aproximadamente 1hPa cada 8m. Esta relación va disminuyendo a medida que la

altura aumenta.

Gases:

Un gas es una sustancia que habitualmente se encuentra en estado gaseoso a temperaturas y presiones normales; un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que sea un líquido o sólido a temperatura y presión normales. Por tanto, a 25ºC y 1 atm de presión, se habla de vapor de agua y oxígeno gaseoso.

El gas es el estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio, es decir, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece en estado gaseoso.

Principalmente se compone por moléculas que no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras.

Los gases poseen distintas propiedades. Sus moléculas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos

Ley de boyle:

La relación entre el volumen y la presión de un gas fue establecida por primera vez en 1662 por el químico y físico irlandés Robert Boyle. Por medio de un aparato con un tubo en forma de J. Boyle encontró que el volumen de una muestra de gas encerrado disminuye conforme la presión externa aumenta cuando la temperatura se mantiene constante, es decir, sin cambio.

Cada vez que se agrega más mercurio al extremo abierto del tubo en J, la presión que se ejerce sobre la pequeña muestra de gas aumentada y el volumen de la muestra disminuye. En un momento dado, cuando se ha agregado el mercurio suficiente para duplicar la presión, se encuentra que el volumen del gas se ha comprimido a la mitad de su valor original. Más aún, cuando se triplica la presión externa, el volumen de una muestra de gas se reduce a un tercio, y cuando se cuadruplica la presión, el volumen del gas disminuye a la cuarta parte de su valor original.

Entre el volumen y la presión existe una relación inversa: un componente disminuye cuando el otro aumenta. Robert Boyle demostró que la relación inversa entre la presión y el volumen se aplica a todos los gases. La ley que expresa esta relación lleva su nombre en su honor.

Para visualizar lo que ocurre en el nivel molecular durante un cambio de presión y volumen en una muestra fija de gas, piensa en los gases como los describe la teoría cinética molecular. Una muestra de gas en un recipiente ejerce cierta presión porque las partículas rebotan contra las paredes a un cierto ritmo y con una fuerza determinada. Si se reduce el volumen del recipiente, las partículas recorrerán distancias más cortas antes de golpear las paredes. Además, el área de las paredes disminuye conforme el volumen aumenta, por lo que cada unidad de área es golpeada. Por más partículas por unidad de tiempo. En términos más sencillos, cuando el número de golpes pro segundo aumenta la presión también aumenta.

Ley de charles:

En 1787, el físico francés A.C. Charles estudio la relación entre la temperatura y el volumen de los gases. En esa época en particular el uso de globos de aire caliente era objeto de mucha atención en Francia, y Charles fue uno de los pioneros del ascenso en globos.

Se le reconoce como el primero en emplear hidrogeno gaseoso para inflar un globo destinado a transportar personas. Charles, sin embargo, hizo más respecto a sus aficiones que otros entusiastas de los globos: procedió a llevar a cabo investigaciones científicas relacionadas con el efecto de la temperatura en el volumen de un gas.

Cuando un gas se enfría a presión constante, su volumen disminuye. Cuando el gas se calienta, su volumen aumenta. La temperatura y el volumen son directamente proporcionales; es decir, aumenta o disminuyen al par. Sin embargo, esta relación exige un poco más de reflexión

La teoría cinética molecular ofrece un modelo de los que ocurre en el nivel molecular durante un cambio de temperatura y volumen en una muestra especifica de gas a presión constante. Cuando se calienta un gas, se le suministra energía (E.C. = ½ mv2), y las partículas de gas se mueven con rapidez cada vez mayor, la masa (m) no cambia, pero la velocidad (v) aumenta. Estas partículas más veloces golpean las paredes del recipiente con mayor frecuencia. Para que la presión permanezca constante, es necesario que el volumen del recipiente aumente, y volumen mayor significa que las partículas disponen de más espacio para moverse, por lo que les tomará más tiempo viajar de una pared a otra. Además, al ser mayor el área de las paredes, los golpes por unidad de área serán menos frecuentes.

Para que la presión permanezca constante, el volumen del recipiente debe expandirse solo lo suficiente para compensar la energía adicional de las partículas de gas más calientes. Cuando mayor sea la temperatura, mayor será la rapidez de las partículas de gas y el volumen que ocupen.

Ley de gay-lussac:

Aproximadamente en misma época en que Charles realizaba experimentos con la temperatura y el volumen de los gases, el químico francés Joseph Gay-Lussac: (1778 - 1823) investigaba la relación entre la presión y la temperatura de los gases. La ley que enuncia esta relación se conoce como la ley de Gay-Lussac.

Una vez más, la teórica cinética molecular nos ofrece un modelo de lo que ocurre en nivel molecular durante el calentamiento de una cantidad específica de gas con volumen constante. A medida que la temperatura aumenta a volumen constante, la energía cinética media de las partículas aumenta y las moléculas se mueven con más rapidez. Estas partículas en rápido movimiento bombardean las paredes del recipiente con más frecuencia y mayor fuerza. Por consiguiente, la presión, que es la fuerza por unidad de área, aumenta con la temperatura cuando el volumen permanece constante.

Ley combinada de los gases:

Con respecto a cada ley de los gases que se ha descrito anteriormente, se mantuvo constante la presión, el volumen o la temperatura, junto con la cantidad de gas, pero en muchas situaciones reales es no resulta practico. En el caso de una muestra específica de un gas, es posible relacionar las variaciones de los valores iniciales y finales de presión, volumen y temperatura mediante una sola ecuación. La ecuación que sigue

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