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

Laboratorio de Química Aplicada

Práctica No. 1: Leyes de los Gases

Grupo: 2CM3

Equipo: Individual

Integrante: Manoatl Milacatl Pedro José

Maestra: Aline M. Ortega Martínez

Fecha de realización de Laboratorio: 30 – Agosto – 2018

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.

Consideraciones Teóricas.

Presión: 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 como se mide la presión de un gas, conviene saber cómo se obtienen las unidades de medición. La presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área.

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La unidad SI de presión es el pascal (Pa), que se define como:

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Presión atmosférica: 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. De hecho, la densidad del aire disminuye con rapidez al aumentar la longitud de la tierra. Las mediciones señalan que aproximadamente 50% de la atmosfera se encuentra dentro de 6.4 km de la superficie de la Tierra. La presión atmosférica, como lo indica su nombre, es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra. El valor de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas. La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio exactamente de 760mm de altura a 0°C al nivel del mar. La unidad de mmHg también se llama torr, en honor del científico italiano evangelista Torricelli, quien inventó el barómetro. La presión atmosférica de la Ciudad de México es de 585 mmHg.

Temperatura: Es la medida de la energía cinética. La unidad de SI de temperatura es el °K. En la escala Kelvin el punto en el cual todas las moléculas tienen energía cinética o se denomina cero absoluto.

Volumen: Un gas se expande de manera uniforme hasta llenar la totalidad del recipiente que lo contiene, de ahí que el volumen de un gas sea igual al volumen de su recipiente.

Composición: La composición de un gas se describe en términos de las cantidades relativas de cada uno de los gases, en el cual los gases no reaccionan entre sí, las cantidades de los gases que lo conforman se expresan en Números de moles de cada gas (n) y en Fracción molar de cada gas(Xi,ni).  

Gases: Un gas es un estado particular de la materia en el cual las partículas, ya sean átomos o moléculas, que componen la muestra de materia son pequeñas en comparación con las distancias que hay entre ellas. En el gas las partículas están constantemente en movimiento chocando con las paredes del recipiente que las contienen. Estos choques dan lugar a la presión del gas. Los gases se pueden comprimir y expandir, por lo tanto son elásticos. Los gases se pueden clasificar en ideales o hipotéticos, y reales en los que se toma en cuenta el volumen que toman en cuenta las moléculas y las fuerzas intermoleculares.

Ley de Boyle: Robert Boyle estudió de forma sistemática y cuantitativa el comportamiento de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analizó que existe entre la presión y el volumen de una muestra de un gas. Estableció que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Las evidencias experimentales muestran que todos los sistemas en fase gaseosa de un componente presentan, a temperatura constante y masa constante w, una dependencia general entre el volumen y la presión del tipo:

                                                      w y t constantes [pic 5]

Demostró, dentro del error experimental de sus medidas, que la constante sólo era función de la temperatura y de la masa del gas. Esta observación conduce a ley de Boyle:

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Esta ecuación describe adecuadamente, dentro del error experimental, el comportamiento de los gases diluidos en condiciones de temperatura constante y para una masa dada de gas. Es interesante señalar que Boyle propuso que el aire, sustancia que fue objeto de sus estudios, estaba compuesto por partículas pequeñas separadas por espacio vacío en movimiento constante.

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Ley de Charles – Gay Lussac: Publicaron en 1802 la ley que  describe la expansión de los gases como función de la temperatura a presión constante. En este trabajo, Gay-Lussac hace referencia a un trabajo realizado alrededor de 1787 por Jacques Charles (1746-1823), y que no fuera publicado. Esta ley se conoce con frecuencia como Ley de Charles. Los hechos experimentales muestran que, si se calienta una cierta masa de gas a presión constante, el volumen se incrementa con la temperatura. Una forma simplificada de expresar este cambio que se indica:

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V0 es el volumen del sistema a la presión de trabajo cuando la temperatura t se toma como cero en la escala centígrada. El mismo estudio puede realizarse calentando una cierta masa de gas a volumen constante. Se observa que la presión se incrementa de manera proporcional a la temperatura. De manera similar a la ecuación anterior puede proponerse una expresión simplificada para indicar este comportamiento:

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En esta ecuación, p0 es la presión del sistema en el volumen de trabajo cuando el sistema se halla en contacto con un baño térmico a la temperatura del punto triple del agua. Esta se puede tomar momentáneamente como el cero de una escala centígrada.

Haciendo que la ley establezca que el Volumen de una cantidad fija de un gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta de un gas.

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Ley Combinada de los Gases: Al combinar algebraicamente las leyes Charles y de Boyle se puede obtener la conocida ley combinada de los gases donde ya conocemos las condiciones de estas leyes por lo que queda de esta manera:

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Para 2 condiciones:  

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Material y Equipo

Desarrollo Experimental

PRIMERA PARTE

Colocamos en la balanza las pesas chica y grande para medir su masa y se registraron con los siguientes valores:

Montamos la jeringa como lo indica el instructivo, después presionamos ligeramente el émbolo, enseguida el émbolo regresó a un volumen inicial V0, registramos un volumen de 13 cm3 que corresponde a una presión inicial P0 

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Enseguida colocamos sobre el émbolo la pesa más pequeña, lo presionamos hasta que regresó a su volumen correspondiente a V1, registramos un volumen de 12 cm3 y corresponde a P1.

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Quitamos la pesa pequeña y colocamos la más grande, presionamos el émbolo correspondiente a su volumen V2, registramos un volumen de 11cm3 para una presión P2.

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Para finalizar esta primera parte, colocamos las dos pesas y anotamos el volumen V3, registramos un volumen de 11cm3 para una presión P3.

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