QUIMICA APLICADA

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.

MARCO TEÓRICO

 GASES

Los gases representan la forma de la materia que es más fácil entender. Aunque muchas sustancias gaseosas distintas pueden tener propiedades químicas muy diferentes, se comportan de forma muy similar en lo que respecta a sus propiedades físicas. Sólo algunos elementos existen como gases en condiciones normales de temperatura y presión: los gases nobles (He,Ne,Ar,Kr y Xe) son gases monoatómicos, mientras que el H2, N2, O2, F2 y C12 son gases diatómicos. Muchos compuestos gaseosos también son gases. Las sustancias que son liquidas o solidas en condiciones normales también pueden existir en estado gaseoso, y con frecuencia se les llama vapores. Por ejemplo, la sustancia H2O puede existir como agua líquida, hielo sólido o vapor de agua.

En varios aspectos, los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos. Por ejemplo un gas se expande en forma espontánea para llenar el recipiente que lo contiene. En consecuencia, el volumen de un gas es igual al volumen del recipiente en donde se encuentra confinado. Los gases también son muy compresibles: cuando se aplica cierta presión a un gas, su volumen disminuye con facilidad.

Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros, independientemente de las identidades o proporciones relativas de los gases componentes. La atmosfera es un ejemplo excelente.

Las propiedades características de los gases se deben a que las moléculas individuales se encuentran relativamente separadas.

 PRESIÓN

La presión se define como fuerza por unidad de área. Una fuerza es lo que causa un cambio en el movimiento de un cuerpo libre. La gravedad es una fuerza. En los laboratorios de química, la presión de la atmosfera terrestre se mide con un barómetro de mercurio. Con este instrumento la presión que también se mide en milímetros de mercurio, mmHg; la unidad de presión también se conoce como torr, en honor de Torricelli, quien invento el barómetro de mercurio.

En un barómetro de mercurio, el peso de la columna de mercurio equilibra al peso de la atmósfera.

La unidad de presión del SI es el pascal Pa: 1Pa= 1Kg / m.s2

La magnitud de un pascal, es la presión ejercida por una capa de agua de 0.1mm de espesor al nivel de mar. Para expresar grandes presiones se usa con frecuencia la atmósfera estándar (atm), que se define exactamente igual a 1.01325x105 Pa. Por definición, 1atm= 760torr. Que es la presión barométrica media al nivel de mar.

1atm= 1.01325x105 Pa=760 torr= 760mmHg.

Para medir la presión de una muestra de gas en un recipiente se usa el manómetro.

Hay otras unidades de presión que existen, como el Kg/cm2, la “psi” y la baria.

1atm= 1.01325 baria=1.01325Kg/cm2 =14.70 psi.

 LAS LEYES DE LOS GASES

Experimentos realizados con un gran número de gases revelan que se necesitan cuatro variables para definir la condición física o estado, de un gas: temperatura, T; presión, P; volumen, V, y la cantidad de gas, la cual por lo general se expresa como el número de moles, n. Las ecuaciones que expresan las relaciones entre T, P, V y n se conocen como leyes de los gases. Como el volumen se mide fácilmente, las primeras leyes de los gases que se estudiaron expresaban el efecto de una de las variables sobre el volumen manteniendo constantes las variables restantes.

 LEY DE BOYLE

A temperatura constante, el volumen de una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión del gas.

V=constante/ P o bien P x V= constante

Al aumentar la presión de una muestra de gas a temperatura constante, disminuye el volumen de esa muestra.

La ley de Boyle se utiliza para calcular el nuevo volumen que ocupara una muestra de gas si se cambia su presión. También puede emplearse para calcular la presión necesaria para lograr determinado cambio de volumen, siempre que la temperatura no cambie. Entonces, la ley de Boyle establece que:

“el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a una temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión”.

P1V1=P2V2

 LEY DE CHARLES

J.A.C. Charles observó el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Charles encontró que el volumen de varios gases se expandía la misma fracción cuando los sometía al mismo cambio de temperatura. Poco después descubrió que si un volumen dado de cualquier gas a 0ºC se enfriaba 1ºC, el volumen se reducía 1/273; si se enfriaba 2ºC, disminuía 2/273; si se enfriaba 2.ºC, 20/273, y así sucesivamente. Como por cada grado de enfriamiento, el volumen se reducía 1/273, llegó a la conclusión de que cualquier cantidad de gas tendría un volumen cero si se pudiera enfriar a -273ºC. Desde luego que ningún gas real se puede enfriar a -273ºC, por la sencilla razón de que se licuaría antes de alcanzar esa temperatura.

Sin embargo, se hace referencia a -273ºC (con más precisión, -273.15ºC) como cero absoluto de temperatura; esta temperatura es el punto cero en la escala kelvin y es la temperatura a la cual el volumen de un gas ideal, o gas perfecto, seria igual a cero.

Entonces la ley de Charles se enuncia como:

“A presión constante, el volumen de una masa fija de cualquier gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta”, lo cual se puede expresar como:

V1/T1=V2/T2

Esto significa que el volumen de un gas varía en forma directa con la temperatura absoluta cuando la presión permanece constante. La ecuación de la Ley de Charles puede escribirse como:

V=Kt o V/T=k (a presión constante)

Donde k es una constante para cierta masa de gas. Si la temperatura absoluta

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