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Guía de Laboratorio

LEY DE LOS GASES IDEALES. OBJETIVO: Demostrar las leyes de los gases ideales, la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y Gay-Lussac, mediante distintos experimentos que nos ayudaran a ejemplificar y exponer estas leyes. INTRODUCCIÓN: Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que hace que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen. El volumen es una magnitud que mide el espacio ocupado por un cuerpo. La compresibilidad es la propiedad que tiene la materia de reducir su volumen cuando se ejerce presión sobre ella, mediante la aplicación de una fuerza. Un fluido es cualquier sustancia que fluye. Los fluidos ocupan un volumen determinado por el recipiente que los contiene. La presión es una magnitud física que expresa la fuerza ejercida por un cuerpo sobre una unidad de superficie. La presión atmosférica es la presión del aire sobre la superficie terrestre y en la ciudad de Toluca es de 560 mmHg. o 0.726atm. Ley de los gases ideales. Un gas ideal se define como aquél cuyas moléculas se encuentran lo suficientemente alejadas, de forma tal que el comportamiento de una molécula no resulta afectado por la presencia de otras y obedece a la ecuación: PV = nRT Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos. Los gases se encuentran en un estado casi esférico, las partículas del gas no pueden adquirir volúmenes tan grandes como otros, además pueden tomar la forma de lo que quieran. El volumen de los gases es muy variable, ya que presentan la propiedad de compresibilidad, o sea que pueden comprimirse reduciendo así su volumen.

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El volumen de los gases no es constante, ya que tienden a expandirse uniformemente hasta llenar el espacio que ocupan. La mayor parte del volumen ocupado por un gas lo constituye el espacio que hay entre las moléculas. Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que se suprimen las fuerzas y colisiones intermoleculares, por tanto el gas se puede comprimir o expandir con facilidad. Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases ideales. Las características que debe de cumplir un gas para considerarse ideal son:  El volumen excluido tiende a cero.  Las fuerzas intermoleculares tienden a cero.  Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos. La Ecuación de Estado. Una ecuación de estado es toda aquella ecuación que relaciona la Temperatura, Presión y Volumen específicos de un sistema. Esta ecuación expresa la relación que existe entre las magnitudes relevantes en los gases ideales, y describe el comportamiento de los gases en condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito por esta ecuación Conocidas dos de las tres variables se puede determinar la otra. La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas ideal es:

Donde:     

= Presión. = Volumen. = Cantidad de sustancia [mol]. = Constante del gas. = Temperatura en Kelvin.

La constante R es una constante universal de los gases, independiente de la especie en estudio. Su valor numérico es de:

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8,314472 J/K • mol 0,08205746 L • atm/K • mol 8,2057459 × 10-5 m3 • atm/K • mol 8,314472 L • kPa/K • mol Para una misma cantidad de masa gaseosa, podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura. A esto se le conoce como la Ecuación general de los gases, y su ecuación matemática es la siguiente:

Ley de Avogadro Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. El número de Avogadro, matemáticamente hablando, es igual a 6.023x10 23 moléculas para un mol de gas. Ley de Boyle-Mariotte Robert Boyle estudió la compresibilidad del aire y descubrió la ley que rige la relación entre la presión y el volumen. El francés Déme Mariotte, descubrió la misma ley utilizando un tubo muy semejante al de Boyle, por esta razón, esta ley es conocida como Boyle-Mariotte. Esta es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, y dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión que se aplica. Por eso, cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. Manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Leyes de Charles y Gay-Lussac

Esta ley relaciona directamente el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante. En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el

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volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas. La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes. La ecuación matemática que corresponde a esta ley es:

DESARROLLO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO NO. 1: PARA LA LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC. Material:  Silicón.  2 Jeringas de 5ml.  2 vasos de precipitados de 100ml.  Hielos.  Acetona.  Agua.  Mechero bunsen.  Soporte universal.  Arillo metálico.  Tela de asbesto. Procedimiento:  Poner a enfriar la acetona con hielo y por otro lado calentar agua hasta cerca del punto de ebullición.  En uno de los vasos vamos a colocar agua caliente y en la otra acetona y hielos.  Medir la temperatura de cada uno de los sistemas.  Llenar la jeringa con 3ml de aire y taparla perfectamente de la punta.  Tomar la temperatura ambiente.

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 Tomar la jeringa totalmente sellada y sumérjala en el agua caliente, espere un minuto y lea el aumento de volumen del aire dentro de la jeringa y la temperatura del agua.  La otra jeringa llenarla con 5ml de aire y sellarla perfectamente de la punta con silicón, tomar la temperatura del ambiente y sumergir la jeringa en acetona con hielos.  Tomar la temperatura final.  Esperar para ver la compresión del aire contenido en la jeringa.  Anotar los resultados obtenidos: T1: V1: T2: V2:  

CALCULAR EL VALOR DE LA PRESION DE LOS DOS SISTEMAS Y DEMOSTRAR QUE LA PRESION ES CONSTANTE. CALCULAR EL VOLUMEN 2, Y COMPARAR EL RESULTADO CON

EXPERIMENTO NO 2: PARA LEY DE CHARLES-GAY-LUSSAC. Material:        

3 vasos de precipitados de 100ml. 1 jeringas de 10ml. Silicona Mechero Bunsen Soporte universal. Rejilla de asbesto. 1 Termómetro. 1 Baño María.

Sustancias: Hielos. Cetona. Agua.

Procedimiento: 1.-Tapar la punta de la jeringa con silicona hasta que selle herméticamente. 2.- En un vaso de precipitado colocar 50 ml de agua, posteriormente llevarla a ebullición e introducir la jeringa y observar los cambios, tomar la lectura de la temperatura. 3.- Cuando haya un aumento considerable de volumen, en otro vaso de precipitado que contenga agua con hielos, de inmediato introducir la jeringa hasta observar una disminución en el volumen del gas y tomar nuevamente la lectura de la temperatura. 4.- Cuando se haya observado la disminución de volumen, en otro vaso de precipitado que tenga cetona y esta a su vez estará en hielos, introducir esa

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misma jeringa y observar otra disminución y tomar una última lectura de la temperatura. 5.- Repetir el experimento veces y colocar en una tabla las lecturas de volumen de aire y temperatura; a partir de esta tabla construir una gráfica de V contra T. °C

Sustancias Agua caliente Agua con hielos Agua con acetona Agua caliente Agua con hielos Agua con acetona Agua caliente Agua con hielos Agua con acetona Agua caliente Agua con hielos Agua con acetona Agua caliente Agua con hielos Agua con acetona

Volumen inicial (ml)

Volumen final (ml)

Variación de volumen (ml)

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Experimento no. 3: PARA LA LEY DE GAY LUSSAC. Material:  Jeringa.  Silicón.  Baño Maria.  Mechero Bunsen. Procedimiento:  Colocar silicón en la parte trasera del embolo de la jeringa de tal manera que el volumen contenido en esta no se pueda expandir.  Sellar perfectamente la punta de jeringa.  Sumergir la jeringa en acetona con hielos por un momento y tomar la temperatura inicial.  Calentar a baño Maria por 10 min.  Tomar la temperatura final del agua la va a ser la misma que tenga nuestro sistema.  Realizar los cálculos para obtener la presión final: P1: T1: T2: P2=?

FUENTES DE CONSULTA:  Virgil Moring Faires, Termodinámica, Ed. Limusa.  Raymond Chang Química 6° Edición., Editorial Mc Graw Hill  Cengel Yunus A., Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ª ed., México, 2003, 10-12 pp.