LEYES DE LOS GASES

“INDICE”

OBJETIVO ……………………………………………………………………... PAG. 3

MARCO TEORICO ………………………………………………………………PAG. 4

DESARROLLLO DE LA PRÁCTICA …………………………………… PAG. 7

CALCULOS …………………………………………………………………...…PAG. 9

APLICACIONES INDUSTRIALES …………………………………………….PAG.10

CONCLUSIONES ……………………………………………………………...PAG. 11

BIBLIOGRAFIA ……………………………………………………………...PAG. 11

“OBJETIVO”

En esta práctica lo que se intentara llevar a cabo es, demostrar las diferentes leyes de los gases de una manera bastante sencilla. Usando nada más que una jeringa unas pegas y un recipiente con agua podremos llevar a cabo la práctica.

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

El propósito de esta práctica es poder demostrar las leyes de los gases, para ser más precisos usaremos:

Ley de Boyle Ley de CharlesLey de gases ideales.

La ley de Boyle toma a la temperatura y al número de moles como constantes y dice que cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta, lo que quiere decir que: P1V1 = P2V2

La ley de charles toma al número de moles y a la presión como constantes y dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

V/T = K

“MARCO TEORICO”

“LEYES DE LOS GASES”

----------CONCEPTOS----------

.- ESTADOS DE AGREGACIÓN.

La materia se presenta en 3 estados o formas de agregación: solido, líquido y gaseoso.

Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, solo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.

• SOLIDOS: tienen forma y volumen constantes.

Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.

• LIQUIDOS: no tienen forma y volumen constante.

• GASES: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

.-TEMPERATURA:

Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.

Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras.

.-PRESION:

En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica:

P = F/S

Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)

1 Pa = 1 N/m2

Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura.

Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.

En este trabajo usaremos la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg):

1 atm = 760 mm Hg

.-VOLUMEN:

El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. El volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas. En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen variable cuando se quiere experimentar con gases.

Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro (L) y el mililitro (mL)

Su equivalencia es:

1L = 1000 mL

Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.

.-CANTIDAD DE GAS:

La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol.

Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:

1 mol de moléculas= 6,022x1023 moléculas

1 mol de átomos= 6,022x1023 átomos

La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha sustancia:

masa en gramos

masa molar = --------------------

cantidad de moles

.-LEY DE AVOGADRO

Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. La cantidad de gas la medimos en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentara el volumen.

Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

Si tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo

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