Practica 2 Quimica Aplicada

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

INGENIERIA EN CONTROL Y AUTOMATIZACIÓN

LEYES DE LOS GASES

Practica No. 2

INTEGRANTES:

• ARROYO FERNÁNDEZ JORGE EDUARDO

• CUELLAR LEON LAURA NELLY

• DELGADILLO BECERRA ALAN RODRIGO

• GARCÍA GÓMEZ MIGUEL

EQUIPO 3

GRUPO: 2AM6

FECHA DE REALIZACION: 5 MARZO 2014

FECHA DE ENTREGA: 19 MARZO 2014

AÑO 2014

1. OBJETIVO: El alumno demostrara con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la Ley combinada del estado gaseoso.

2. INTRODUCCION:

Nuestra atmósfera se compone de una mezcla de gases, entre ellos nitrógeno, oxígeno, argón, dióxido de carbono, ozono y trazas de otros. Estos ga¬ses son indispensables para la vida, aunque también pueden representar algún peligro para nosotros. Por ejemplo, el dióxido de carbono es valioso cuando lo asimilan las plantas y lo convierten en carbohidratos, pero también se relacio¬na con el efecto invernadero, potencialmente peligroso. La capa de ozono que rodea el planeta a alturas considerables nos protege de los dañinos rayos ultra¬violeta, pero a bajas altitudes es perjudicial y destruye el caucho y los plásticos. Necesitamos el aire para vivir, aunque los buceadores se exponen al peligro del envenenamiento por oxígeno y la aeroembolia.

En química, el estudio del comportamiento de los gases nos permite com¬prender nuestra atmósfera y los efectos que los gases tienen en nuestra vida.

MARCO TEORICO:

Propiedades Generales de los gases.

El gaseoso, es el menos denso y el más móvil de los tres estados de la materia.

Un sólido tiene una estructura rígida, y sus partículas permanecen práctica¬mente en posiciones fijas. Cuando un sólido absorbe suficiente calor, se funde y se vuelve líquido. La fusión tiene lugar porque las moléculas (o iones) han ab¬sorbido energía suficiente para salir de la estructura rígida de la red cristalina del sólido. Las moléculas o iones del líquido tienen más energía que la que te¬nían cuando estaban en el estado sólido, y esto lo percibimos por su mayor mo¬vilidad. En el estado líquido, las moléculas se mantienen unidas entre sí. Cuando el líquido absorbe más calor, las moléculas con mayor energía escapan de la superficie del líquido y pasan al estado gaseoso el más móvil de la ma¬teria. Las moléculas gaseosas se desplazan a velocidades muy altas y su ener¬gía cinética es muy grande. La velocidad media de las moléculas de hidrógeno a O °C supera los 1 600 metros (1 milla) por segundo. Las mezclas de gases se distribuyen de manera uniforme dentro del recipiente que las contiene.

La misma cantidad de una sustancia ocupa un volumen mucho mayor como gas que como líquido o sólido. Por ejemplo, 1 mol de agua (18.02 g) tiene un volumen de 18 mL a 4°C. Esta misma cantidad de agua ocuparía alrededor de 22 400 mL en estado gaseoso un incremento de volumen de más de 1 200 veces. Podemos suponer, con base en esta diferencia de volumen, que (1) las moléculas de gas están relativamente separadas, (2) los gases pueden compri¬mirse de manera considerable y (3) el volumen que ocupa un gas es, en su ma¬yor parte, espacio vacío.

Gas en un recipiente

Ley de Boyle

Por medio de experimentos, Robert Boyle (1627-1691) determinó la relación entre la presión (P) y el volumen (V) de una cantidad dada de gas. Esta rela¬ción entre P y V se conoce como ley de Boyle.

A temperatura constante (T), el volumen (V) de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión (P), lo cual se expresa como:

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

Cando Boyle duplicó la presión de una cantidad específica de gas, mante¬niendo constante la temperatura, el volumen se redujo a la mitad del volumen original; cuando triplicó la presión del sistema, el nuevo volumen era un tercio del volumen original, y así sucesivamente. Su trabajo demostró que el produc¬to del volumen por la presión es constante si no varía la temperatura:

PV = constante o PV = k (a masa y temperatura constantes)

Demostraremos esa ley utilizando un cilindro que tiene un pistón movible para que el volumen del gas del cilindro se pueda modificar al cambiar la pre¬sión externa. Damos por sentado que no cambian la temperatura ni el número de moléculas gaseosas. Iniciamos con un volumen de 1 000 mL a 1 atm de presión. Cuando cambiamos la presión a 2 atm las moléculas gaseo¬sas se acercan más entre sí, y el volumen se reduce a 500 mL. Cuando aumen¬tamos la presión a 4 atm, el volumen viene a ser de 250 mL.

Observa que el producto de la presión por el volumen es el mismo número en cada caso, lo que comprueba la ley de Boyle. Podemos decir que

Donde P1V1 es el producto presión-volumen de unas condiciones, y P2V2 es el producto de otras.condiciones.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta.

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. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Matemáticamente podemos expresarlo así:

(El cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra

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