Practica Gases Quimica Aplicada Esime Zacatenco

OBJETIVO:

Demostrar en el laboratorio con los datos obtenidos en clase las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley Combinada del estado gaseoso.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

Los estados de agregación de la materia son 3: el sólido, el líquido y el gaseoso. El sólido es aquel cuyos cuerpos tienen una forma y volumen establecido a cierta temperatura y presión; por otro lado existen los fluidos, que son los gases y los líquidos. Los líquidos tienen un volumen establecido, pero no forma, y los gases no tienen ni forma ni volumen, ya que un gas llenara siempre totalmente cualquier contenedor donde se encuentre.

Los gases, por motivos de estudio puede clasificárseles en dos: a) Los gases ideales, y b) Gases no ideales o gases reales. Los gases ideales obedecen siempre un conjunto de reglas y leyes, ya que el volumen ocupado por las propias moléculas es insignificante en comparación con el volumen total, lo cual es válido para todas las temperaturas y presiones. Por otra parte los gases reales solo cumplen con las leyes a bajas presiones, ya que tanto el volumen de las moléculas como el total del gas dependen de su naturaleza, de la temperatura y la presión gaseosa.

Aunque todo esto debería considerarse hipotético, debido a que todas las moléculas ocupan un volumen en el espacio y ejercen atracciones entre ellas mismas, en algunos casos son factores insignificantes y pueden considerárseles como gases ideales.

Ley de Boyle:

En 1662, Robert Boyle estableció, “el volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante variaba inversamente a la presión ejercida sobre él”.

Por lo tanto se puede decir que a temperatura constante el volumen es inversamente proporcional a la presión.

V∝1/P

V=K_1/P

De donde V es el volumen, P la presión del gas y K_1 es una constante de proporcionalidad cuyo valor depende de la temperatura, el peso del gas, su naturaleza y las unidades en que P y V estén expresadas.

Esta relación al ser graficada es denominada como gráfica isométrica P-V.

La ecuación anterior conduce a lo siguiente:

PV=K_1

De lo cual se deduce que, si en un instante la presión y el volumen son P_1 "y" 〖 V〗_1, mientras que en otro son P_2 "y" V_2, se cumple a temperatura constante que:

P_1 V_1=K_1=P_2 V_2

∴ P_1/P_2 =V_2/V_1

Ley de Charles o Gay-Lussac:

Charles en 1878 observo que el hidrogeno, aire, dióxido de carbono y oxígeno se expandían en igual proporción al calentarlos desde 0° a 80°C manteniéndolos a presión constante. Sin embargo, fue Gay-Lussac quien en 1802 encontró que todos los gases aumentabanigual volumen por cada grado de elevación de temperatura, y que este incremento era aproximadamente 1⁄273.15 el volumen del gas a 0°C. Por lo tanto, si designamos el volumen del gas a 0°C como V_0 y el volumen a t°C como V, podemos escribir de acuerdo a Gay-Lussac:

V=V_0+t/273.15 V_0

V=V_0 ((273.15+t)/273.15)

Esta ecuación funciona para temperatura en °C, pero existe una escala llamada Kelvin, cuyo factor de conversión es T=273.15+t, por lo cual puede sustituirse y simplificar la ecuación:

V=K_2 T

En esta ecuación expresa que “el volumen de una cantidad definida de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta”, donde K_2 es un factor de proporcionalidad determinado por la presión, la naturaleza del gas y las unidades de V.

A cada una de las rectas obtenidas al graficar esa ecuación se le conoce como isobara, donde la pendiente es tanto mayor como menor es su presión.

De la ecuación puede deducirse que si se enfría un gas a 0°K su volumen se reducirá a cero, lo cual nunca sucede, ya que mucho antes de que un gas alcance 0°K se licúa o solidifica.

Ley combinada de los gases:

Las dos leyes dan separadamente la variación de volumen de un gas al variar presión o temperatura. Pero si se desea calcular la variación de volumen de un gas al cambiar su temperatura y su presión, se puede considerar como si se variara la presión del gas a temperatura constante, y posteriormente secambiara la temperatura del mismo a presión constante obteniendo lo siguiente.

"Considerando temperatura constante…" V_x/V_1 =P_1/P_2 ⇒V_x=(V_1 P_1)/P_2

"Considerando presión constante…" V_x/V_1 =T_2/T_1 ⇒V_2=(V_x T_2)/T_1

"Sustituyendo el valor de " V_x… V_2=(V_x T_2)/T_1 =(V_1 P_1 T_2)/(T_1 P_2 )

"Reordenando la ecuación "… (V_1 P_1)/T_1 =(V_2 P_2)/T_2 =constante=K

"De la cual podemos decir que"…PV=KT

Dicha expresión conforma la ley combinada de los gases, que es aplicada a gases que cumplen con las leyes de Charles y Boyle.

La constante de los gases:

La constante de los gases en la ecuación anterior está determinada por el número de moles del gas en cuestión y las unidades elegidas para medir la presión y la temperatura, pero es totalmente independiente de la naturaleza del gas.

Esta constante K puede ser remplazada por K=nR donde n es el número de moles del gas que ocupa el volumen V a una presión P y temperatura T, mientras que R es la constante del gas por mol, que es universal para todos los gases.

Por lo tanto la ley combinada de los gases obtiene la siguiente forma:

PV=nRT

Esta igualdad, también llamada ecuación de los gases ideales, es una de las más importantes en la físico-química, ya que establece la relación directa entre el volumen, la temperatura, presión y el número de moles de un gas, y permite toda clase de cálculos cuando se conoce el valor de R.

El valor de la constante R puedeser encontrado teniendo en cuenta que un mol de cualquier gas a condiciones estándar, es decir 0°C y 1atm ocupa el volumen de 22.41l. Si

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