Las leyes de Boyle, Charles- Gay Lussac y la ley combinada del estado gaseoso

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 TEORICAS

Gases

• Fuerzas intermoleculares pequeñas

• Movimientos rápidos e independientes

• El comportamiento de un gas se define por medio de variables:

Temperatura

Presión

N° de moles

Volumen

Medidas en gases

Cantidad de sustancia

ƒ Volumen: ƒ l, m3, cm3…

ƒ Presión: atm, mm Hg o torr, Pa, bar

ƒ Temperatura: ƒ ºC, K

ƒ moles

Unidades:

1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,013 bar = 1,013.105 Pa

ƒ K = ºC + 273

ƒ 1l = 1dm3

Pa = N/m2 (Unidad del SI)

La necesidad de estudiar los gases ideales se explica porque los gases son fluidos ampliamente utilizados en una gran variedad de sistemas como son los compresores y las turbinas a gas.

GAS IDEAL

Aquel que obedece ciertas leyes

1) Ley de Boyle

2) Ley de Charles y Gay Lussac

3) Ley de las Presiones parciales de Dalton

4) Ley de Difusión de Graham

LEY DE BOYLE

Hacia el año 1660, Robert Boyle realizó una serie de experiencias, con las que determinó el efecto que ejerce la presión sobre el volumen de una determinada cantidad de aire.

“El volumen de un gas varía de forma inversamente proporcional a la presión si la temperatura permanece constante.”

K= V_(1 ) P_(1 )= V_(2 ) P_(2 )

LEY DE CHARLES Y GAY LUSSAC

En 1787 Charles y posteriormente Gay Lussac en 1808 demostraron que, si la presión permanece constante el volumen del gas varía en forma lineal con la temperatura.

“El volumen de una determinada cantidad de gas varía en proporción directa con la temperatura si la presión permanece constante.”

Estas leyes la cumplen aproximadamente la mayor parte de los gases, constituyendo ambas leyes dos características de los gases que se denominan ideales.

K= V_1/T_1 =V_2/T_2

LEY DE LOS GASES IDEALES

Las leyes de Boyle y de Charles pueden cambiarse para proporcionarnos una ley más general que relacione la presión, el volumen, y la temperatura.

Valores de R

Dónde:

= Presión absoluta

= Volumen

= Moles de gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura absoluta

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON

Dalton demostró que en una mezcla de gases, cada componente ejerce una presión parcial equivalente a la presión que ejercería si fuera el único gas presente en el mismo volumen; la presión total de la mezcla es entonces, la suma de las presiones parciales de todos los gases presentes.

Para una mezcla gaseosa de " i " componentes, la presión total (PT) está dada por la suma de las presiones parciales de cada gas:

La presión parcial de cada gas se puede calcular mediante:

en donde Xi es la fracción mol del i-ésimo componente y esta dado por el cociente entre el número de moles de " i " (ni) respecto al número total de moles (nT):

y la suma de las fracciones molares de la mezcla es igual a la unidad:

MATERIAL Y EQUIPO EMPLEADO:

MATERIALES DATOS

1 Vaso de Precipitados de 250 ml PDF= 585 mmHg

1 agitador M Embolo= 8 g.

2 Pesas de plomo Dint = 1.82 cm

1 Mechero 760 mmHg = 1.013x106 dinas / cm2

1 Anillo P= f / A = m *g / A ÉMBOLO.

1 Pinza universal

1 Tela con asbesto

1 Jeringa de plástico graduada de 10 ml herméticamente cerrada.

1 Termómetro

1 Pinzas para vaso de precipitados

DESARROLLO EXPERIMENTAL:

Primera parte.

1. Monte la jeringa como se indica en la figura

2. Presione ligeramente el embolo, este regresará a un volumen inicial V0 correspondiente a una presión inicial P0.

P_O=P_(DF )+P_(Embolo a temperatura ambiente)

3. Ponga arriba del émbolo la pesa más pequeña y con precaución presione ligeramente; el émbolo regresara a su volumen V1, correspondiente a una P1.

P_1=P_(0

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