Leyes de los gases

Introducción

Todo en el Universo está formado por materia. La materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.

Para entender los diferentes estados en los que la materia existe, es necesario entender algo llamado Teoría Molecular cinética de la Materia. La Teoría Molecular cinética tiene muchas partes, pero aquí introduciremos sólo algunas. Uno de los conceptos básicos de la teoría argumenta que los átomos y moléculas poseen una energía de movimiento, que percibimos como temperatura. En otras palabras, los átomos y moléculas están en movimiento constante y medimos la energía de estos movimientos como la temperatura de una sustancia. Mientras más energía hay en una sustancia, mayor movimiento molecular y mayor la temperatura percibida. Consecuentemente, un punto importante es que la cantidad de energía que tienen los átomos y las moléculas (y por consiguiente la cantidad de movimiento) influye en su interacción. ¿Cómo se producen estos diferentes estados de la materia? Los átomos que tienen poca energía interactúan mucho y tienden a "encerrarse" y no interactuar con otros átomos. Por consiguiente, colectivamente, estos átomos forman una sustancia dura, lo que llamamos un sólido. Los átomos que poseen mucha energía se mueven libremente, volando en un espacio y forman lo que llamamos gas.

Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida.

El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos.

En el siguiente informe estudiaremos la ley de Boyle y Mariotte y la ley de Charles y Gay-lussac.

Objetivos

• Comprobar experimentalmente la ley de Boyle y Mariotte

• Comprobar experimentalmente la ley de Charles y Gay-Lussac, y determinar el cero absoluto.

• Observar lo que se produce al combinar un metal con acido clorhídrico.

Marco teórico

Propiedades de los gases

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles (n).

1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.

2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.

3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.

4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada

Variables que afectan el comportamiento de los gases

1. PRESIÓN

Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente.

La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.

2. TEMPERATURA

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.

La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

3. CANTIDAD

La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.

4. VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo.

5. DENSIDAD

Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.

Gas Real

Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.

Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1. – Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.

2. – Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.

3. – El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4. – El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.

5. – No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6. – Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Leyes de los gases ideales

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

Donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Donde:

Para calcular el volumen de aire se utiliza la siguiente fórmula:

La Ley de Charles y Gay-Lussac, o simplemente Ley de Charles, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles 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 (debida 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.

La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702.

Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente proporcionales en la llamada "La segunda ley de Gay-Lussac".

La ley de Charles es una de las leyes más importantes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada en muchas aplicaciones diferentes, desde para globos de aire caliente hasta en acuarios. Se expresa por la fórmula:

Donde:

• V es el volumen

• T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)

• k es la constante de proporcionalidad.

Además puede expresarse como:

Donde:

Volumen inicial

Temperatura inicial

Volumen final

Temperatura final

La presión atmosférica: es el peso que ejerce el aire sobre la superficie terrestre y es uno de los principales actores de la meteorología y que tiene un gran poder de influencia sobre la vida en la tierra.

La presión puede expresarse en diversas unidades, tales como: Kg/cm (cuadrado), psi, cm de columna de agua, pulgadas o cm de Hg, bar y como ha sido denominada en términos internacionales, en Pascales (Pa).

Materiales y reactivos

• 1 matraz Erlenmeyer de 250 ml.

• 1 vaso precipitado de 2000 ml.

• 1 vaso de precipitado de 1000 ml.

• 3 cilindros graduados de 100,500 y 1000 ml.

• 1 termómetro.

• 2 soportes universales.

• 1 pinza tipo nuez.

• 1 pinza de extensión

• 1 bureta de 50 ml.

• 1 regla de 30 cm o cinta métrica.

• 1 chicle

• 2 planchas de calentamiento

• Pinza para bureta

• 2 globos

• Etanol

• Fósforos

• Zinc

• Acido clorhídrico

Procedimiento experimental

Ley de Boyle

• 1. Llenar una probeta de 1000 ml ³/4 de su capacidad, invierta una bureta con la llave abierta; cierre la llave a un ¹/4 de su volumen con agua. La bureta debe mantenerse con la llave cerrada, asegúrese de que no haya del aire contenido en la bureta.

• 2. Consiga 5 lecturas de volumen y presión para el aire encerrado dentro de la bureta. El desnivel (H) mídalo con la regla.

• 3. Mida el volumen de agua contenida en la bureta igualando los niveles de agua en el bulbo y la bureta, siendo la altura (h: desnivel igual 0, cero).Anote el volumen de agua en la bureta.

• 4. Levante la bureta, midiendo la altura (h: desnivel) con una regla y anote el volumen de agua contenido en la bureta.

• 5. Baje la bureta, midiendo la altura (h: desnivel) con una regla y anote el volumen de agua contenido en la bureta.

• 6. Obtenga la presión barométrica del laboratorio y el volumen Vo para la bureta.

• 7. Calcule el volumen del aire y la presión para cada caso.

• 8. Calcule el volumen del aire, la presión en mmHg y determine el producto P×V para cada caso. Compare los resultados.

Ley de Charles

• 1. En una plancha de calentamiento colocar un vaso de precipitado de 1 litro lleno de agua.

• 2. Antes de que el agua ebulla colocar dentro del vaso precipitado un matraz apoyado en un soporte universal.

• 3. Una vez que el agua ebulla, mida la temperatura.

• 4. Utilizar un chicle como tapón para tapar el tubito del matraz aforado.

• 5. Luego con mucho cuidado retirar del baño de maría el matraz aforado y colocar de forma inversa en un vaso de precipitado de 1 litro con suficiente agua del chorro.

• 6. Retirar en chicle, cuando el matraz esta boca abajo dentro del agua. Medir nuevamente la temperatura.

• 7. Mueva el matraz de modo que los niveles dentro y fuera del matraz se igualen y tape el matraz con el dedo.

• 8. Mida el volumen de agua que se introdujo dentro del matraz con el cilindro graduado de 100 ml.

• 9. Mida posteriormente el volumen del matraz llenándolo con agua completamente y luego vertiéndola en un cilindro graduado de 500 ml. El volumen final del gas será la diferencia de estos.

Practica de Boyle

Datos teóricos

Datos experimentales

Tabla de medida de Vo

Tabla de temperatura medida del agua

Practica de Charles

Datos teóricos

Datos experimentales

Resultados

Resultados de la práctica de Boyle

Resultados de la práctica de Charles

Muestra de cálculo

Practica de Boyle

• 1. Volumen de aire (V aire) para cada una de las mediciones:

a.- V aire= 50-5,2+6= 50,8

b.- V aire= 50-5,5+6= 50,5

c.- V aire= 50-5,9+6= 50,2

d.- V aire= 50-4,9= 51,1

e.- V aire= 50-4,7+6= 51,3

2. Presión de la bureta

a.- P bureta= 756-0*10*(0,99681/13.6)= 756

b.- P bureta= 756+6,8*10*(0,99681/13.6)= 760,98405

c.- P bureta= 756+16,6*10*(0,99681/13.6)= 768,1669456

d.- P bureta= 756-6,2*10*(0,99681/13.6)= 751,4557191

e.- P bureta= 756-9,8*10*(0,99681/13.6)= 748,8171044

3. 1/Presión de la bureta

a.- 1/756= 0,00132275

b.- 1/760, 98405= 0,00131409

c.- 1/768,1669456= 0,0013018

d.- 1/751,4557191= 0,00133075

e.- 1/748,8171044= 0,00133544

Practica de Charles

• 1. Calculo del volumen del gas (Vg)

Volumen que contiene el matraz lleno completamente (V1) menos volumen del agua dentro del matraz (V2)

Vg= V1-V2

• 2. Conversión de Celsius (°C) a kelvin (K)

Kelvin = Celsius + 273

• 3. Volumen teórico del gas

V2=V1×T2/T1

• 4. Desviación promedio

V1 – V2/V1×100

• 5. Volumen del aire

V de aire = 50 ml – V de agua + Vo

• 6. Presión de la bureta

Discusión de resultados

Con los resultados obtenidos en la práctica de Boyle al graficar el volumen de un gas con la presión que se ejerce sobre este a una temperatura constante pudimos observar que a mayor presión el volumen del gas disminuía esto se debe a que cuando ejercimos una mayor presión sobre la bureta, dentro de esta, se introdujo un poco mas de agua.

En caso contrario al disminuir la presión a la mitad (¹/P) el volumen se duplicaba ya que el agua dentro de la bureta disminuía.

Todo lo anterior mencionado ocurre debido a que al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

Al obtener los datos experimentales y demostrar la ley de Charles obtuvimos un porcentaje de error de 10,89 %.Debido a que solo realizamos el experimentos una sola vez y con un gas real con lo que no, podemos saber si hubo o no precisión ya que, no tenemos otras medidas para comparar nuestros resultados y determinar si los valores estaban cercas entre sí.

Comprobamos que el volumen es directamente proporcional a la temperatura es decir si la temperatura aumenta el volumen del gas también aumentara.

Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con mayor rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor. Es decir se produjo un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y un aumento del volumen.

Como recomendación para tener más exactitud y precisión en un experimento es necesario realizar las mediciones más de una vez para poder comparar los resultados y disminuir los posibles porcentajes de errores.

El cero absoluto es ­273,15 °C teóricamente la temperatura más baja posible. En la práctica solo se pudo medir el volumen de un gas en un intervalo limitado de temperatura, ya que los gases se condensan a bajas temperatura para formar líquidos.

Conclusiones

• 1. A una presión constante el volumen de un gas se expande cuando se calienta y se contrae cuando se expande.

• 2. La temperatura y el número de moles para demostrar la ley de Boyle deben ser constantes.

• 3. La presión para demostrar la ley de charle debe ser constante.

• 4. Si la presión de un gas se duplica el volumen disminuye, y si la presión disminuye el volumen aumenta.

Anexos

Unidades y equivalencias de la presión atmosférica

Bibliografía

Paginas

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/

http://www.educaplus.org/gases/gasesreales.html

Libros

• Química General 7Th edición.pdf, Raymond Chang. Capítulo 5.

• Química General 8va edición, Ralph H. Petrucci. Capitulo 6.

Autor:

Marapacuto Josué

Medina Yoselyn

Prof: Edgardo Mundaray.

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA

"ANTONIO JOSÉ DE SUCRE"

VICERRECTORADO PUERTO ORDAZ

CÁTEDRA: LABORATORIO DE QUÍMICA

Puerto Ordaz, Julio de 2011