El alumno demostrará con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley combinada del estado gaseoso.

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL[pic 1][pic 2]

Escuela superior de ingeniería mecánica y eléctrica

Ingeniería eléctrica

Laboratorio de química Aplicada

Practica #1 “leyes de los gases”

Grupo: 2CM3       equipo: 4

Integrantes del equipo:
CARERA ORTEGA EMMANUEL

Profesor:

Fecha de realización de la práctica:
8 – abril – 2016

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.

Teoría

Todos los gases tienen la capacidad de ocupar todo el volumen que poseen y se encuentran formados por diminutas partículas llamadas moléculas o bien átomos. En este estado de agregación las moléculas no están unidas, están muy separadas entre si y por lo tanto la fuerza de atracción molecular es muy poca.

En un gas los átomos están sumamente separados y alborotados y no muestran respuesta a la fuerza gravitacional y por esto tienen diversas características: pueden comprimirse, se pueden expandir, generan presión debido a los choques de las partículas contra las paredes del recipiente que las contiene, las moléculas gaseosas se desplazan a velocidades muy altas y su energía cinética es muy grande.

Los gases se pueden clasificar en dos tipos, Ideales y Reales.

Gases ideales.- Es un modelo que se ha establecido para iniciar el estudio de los gases donde las fuerzas de atracción molecular se desprecian, la energía interna esta siempre en forma de energía cinética y los cambios de la energía interna va siempre ligada a un cambio en la temperatura.

Algunas leyes regidos los gases ideales son: Ley de Boyle, Ley de Charles- Gay Lussac, Ley combinada, Ley general del estado gaseoso, Ley de Dalton, Ley de Amagat y ley de difusión de Graham.

Gases Reales.-  Un gas es considerado real cuando presenta diversas características como temperaturas bajas y presiones muy altas. También se dice que un gas es real cuando pueden fabricarse por el hombre y cuando se encuentran dispersos en la naturaleza, por ejemplo los gases diatómicos (N2, O2, H2, etc.) y los gases monoatómicos (gases nobles).

Ley de Boyle

Por medio de experimentos, Robert Boyle determinó la relación entre la presión P y el volumen V de una cantidad dada de gas. Esta relación entre P y V se conoce como ley de Boyle.

A temperatura constante el volumen de una mezcla gaseosa es inversamente proporcional a la presión del gas. Es decir, pV= k1 donde k1 es una constante.

Esta ecuación nos indica que, a masa y temperatura constantes, el volumen es inversamente proporcional a la presión. Cuando aumenta la presión de un gas, su volumen disminuye y viceversa.

Ley de Charles

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor.

Entonces se puede decir que “A presión constante el volumen de una mezcla gaseosa es directamente proporcional a la temperatura del gas, expresada en la escala Kelvin o bien Absoluta”.

 La fórmula matemática de inicio era V= k(t + 273.15), donde k es una constante y t la temperatura en grados Celsius. Kelvin sugirió que -273.15 ºC representa un mínimo absoluto de temperatura. Entonces esta temperatura fue el origen de la escala absoluta o Kelvin por el nombre del científico que la propuso la cual se simboliza con una T mayúscula. Utilizando esta escala la ley de Charles se escribe como V=kT

Ley de Gay-Lussac

El químico Francés Louis Joseph Gay-Lussac participo en el estudio de las relaciones volumétrico de los gases. Su ley menciona que “A volumen constante, la presión ejercida por una muestra gaseosa es proporcional a la temperatura del gas en escala absoluta o Kelvin”. Es decir, p=kT, donde k es una constante.

Charles en 1787 observó que el Hidrogeno, el Oxígeno, el Aire y el CO2 se expandían en igual proporción al calentarse desde 0ºC hasta 80ºC manteniendo la presión constante. Sin embargo fue Gay-Lussac en 1802 encontró que todos los gases aumentaban igual volumen por cada grado que se aumentaba la temperatura.

Ley Combinada del estado gaseoso.

Dicha ley se obtiene combinando la Ley de Boyle con la Ley de Charles-Gay-Lussac y en estas se deben utilizar las mismas consideraciones para las relaciones de temperatura y presión en los cálculos.

La ecuación se puede deducir de la siguiente manera:

P1●V1/T1 = P2●V2/T2    →  P●V/T= k,    donde P1 V1 y T1 son las condiciones iniciales y P2 V2 y T2 son las condiciones finales y en la formula simplificada k es una constante.

En esta ecuación de la ley combinada de los gases es posible despejar cualquier variable para poder realizar cálculos de las relaciones entre presión, volumen y temperatura de los gases

Materiales y Reactivos.

1 Vaso de Precipitados de 250 cm3

1 Agitador

2 Pesas de Plomo

1 Mechero

1 Anillo

1 Tela de Asbesto

1 Jeringa de plástico graduada de 20 cm3 herméticamente cerrada

1 Termómetro

1 Pinza para vaso de precipitados

Reactivos:

Aire (N2, O2, Ar, CO2, Ne, He, Kr, H2, Xe, Rn, H2O, N2O, CH4, etc.)

Datos:

PDF: 585 mmHg

Mémbolo: 8g

Dint: 1.82 cm

760 mmHg= 1.013x106 dinas/cm2

P= F/A= m*g/Aémbolo

Desarrollo De La Práctica.

Primera parte.

1. Monte la jeringa como se indica en la figura 1.

[pic 3]

2. Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial V0 corresponde a una presión inicial P0

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