PROPIEDADES DE LOS GASES

UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO

FACULTAD DE CIENCIAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BASICAS

FISICOQUIMICA

GUIA DE TRABAJOS PRACTICOS

PEDAGOGÍA EN CIENCIAS NATURALES

DR. CLAUDIA CARO DÍAZ

2011

OPERACIONES GENERALES

Las prácticas del laboratorio de Fisicoquímica o Termodinámica disponibles en esta guía requieren de una base y exigencia teórica que ésta área de la Química demanda, muestran: Base teórica explicada con ecuaciones que se deducen en el mismo documento, cálculos teóricos y método de experimentación.

PRACTICA Nº 1

PROPIEDADES DE LOS GASES

OBJETIVOS.

Al terminar la práctica el alumno será capaz de:

1. Comprobar experimentalmente la ley de Charles y Gay-Lussac.

2. Calcular Z, densidad y Temperatura de Boyle.

2. Diferenciar entre gas ideal y gas real.

INTRODUCCION.

Algunos de los sustratos y productos del metabolismo son gases, por ejemplo: oxígeno, dióxido de carbono, nitrógeno e hidrógeno. Por tanto, es importante entender algunas de sus propiedades características.

El estado gaseoso es el más simple de los tres estados fundamentales de la materia (gaseoso, líquido y sólido). Un gas difiere de la materia en estado líquido o sólido en que no posee un volumen intrínseco, es decir, que ocupa todo el volumen de cualquier espacio cerrado donde se encuentra. Esta y otras propiedades de los gases se interpretan en términos de la teoría cinética de los gases. En principio, se debe puntualizar que cuando se habla de un "gas" generalmente estamos considerando un "gas perfecto o ideal", cuyo comportamiento está dictado por las diversas leyes de los gases. Todos los "gases reales" (He, Cl2, CO2, NH3), difieren en algún grado de los imaginarios gases perfectos, pero es más conveniente definir las propiedades de un gas perfecto y señalar luego las desviaciones particulares con respecto a este ideal.

De acuerdo con la teoría cinética, el gas perfecto está compuesto por partículas extremadamente pequeñas (sus moléculas) que poseen un movimiento continuo, al azar e independiente. Durante su movimiento al azar, las moléculas chocan incesantemente contra las paredes del recipiente y es este continuo bombardeo de las paredes lo que se conoce como, presión del gas. Las "partículas" componentes del gas perfecto son absolutamente elásticas y rebotan con una energía igual a la que tenían en el momento del choque. Esto parece razonable, porque si no fuera así, la presión de un gas contenido en un recipiente a volumen y temperatura constantes disminuiría progresivamente con el tiempo. Además las moléculas de un gas perfecto no deben ocupar volumen (lo cual confirma que el gas perfecto es una ficción útil).

En virtud del movimiento independiente y al azar de sus moléculas, cuando un gas de una determinada densidad se introduce en un volumen mayor que el que ocupaba anteriormente a la misma temperatura, las moléculas se redistribuyen de forma que cada una tiene una libertad máxima de movimiento. El gas ocupa totalmente el nuevo volumen con la disminución correspondiente de su densidad. Esta tendencia de las moléculas gaseosas a moverse de una zona de densidad mayor a otra de densidad menor y así conseguir una densidad media de equilibrio, se conoce como fuerza de difusión. De aquí se deduce que se debe comprimir un gas para aumentar su densidad-fuerza de compresión.

El efecto de los cambios de la temperatura sobre un gas también se puede interpretar por medio de la teoría cinética. Un aporte de calor aumenta la energía cinética de las moléculas, favorece su tendencia a moverse incluso a más distancia unas de otras y por tanto provoca una expansión del gas a presión constante. El descenso de temperatura disminuye la movilidad de las moléculas y la tendencia del gas a presión constante es a contraerse. Por tanto, en cierto sentido, el aumento de la presión y el descenso de la temperatura tienden al mismo fin, a la disminución del volumen del gas.

De aquí se deduce que la condición de un gas perfecto está afectada por tres variables independientes: (i) volumen, (ii) presión y (iii) temperatura. El análisis del efecto de los cambios de presión y/o temperatura sobre el volumen de una masa dada de gas ideal ha determinado el establecimiento de ciertas relaciones entre estos factores, las cuales se conocen como leyes de gas ideal. La mayoría de estas leyes llevan el nombre de sus descubridores.

LA RELACIÓN TEMPERATURA - VOLUMEN: LEY DE CHARLES Y GAY LUSSAC.ñ

Los primeros investigadores que estudiaron la relación de cambio de temperatura sobre el volumen de un gas, fueron los científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay Lussac. Sus estudios mostraron que a presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae cuando se enfría. A cualquier presión dada, la relación gráfica entre el volumen y la temperatura es una línea recta. Extrapolando la(s) recta(s) al volumen cero, se encuentra que la intersección en el eje de temperatura tiene un valor de - 273.15°C, a cualquier temperatura, como se observa en la fig. 2 (En la práctica se puede medir el volumen de un gas únicamente en un margen limitado de temperatura, ya que todos los gases se condensan a temperaturas bajas para formar líquidos).

Fig. 1 Variación de la temperatura con respecto al volumen

En 1884, Lord Kelvin comprendió el significado de este fenómeno. Identificó la temperatura de -273.15°C como el cero absoluto, es decir, la temperatura teórica más baja posible. Tomando el

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