UNIVERSIDAD NACIONAL DEL SANTA

FACULTAD DE INGENIERIA

E.A.P AGROINDUSTRIAL

“Leyes de los gases”

CURSO:

* Química general e inorgánica.

DOCENTE:

* José Ávila Vargas.

CICLO:

* I

GRUPO:

* “A”

INTEGRANTES:

* Vega Viera Jhonas Abner

NUEVO CHIMBOTE – PERU

2012

I. OBJETIVOS:® Demostrar la ley de difusión de los gases (ley de Graham)® Comparar la velocidad de difusión de los gases con la de los líquidos.® Reconocer que cuando ya se han estudiado diferentes aspectos de un

mismo problema, siempre aparece la posibilidad de hacer una síntesis de todo lo encontrado facilitando el conocimiento del mismo. Este tema es especialmente adecuado para este objetivo.

® Reconocer que la Ciencia, aunque dividida en parcelas hoy, es un todo en el que las distintas partes están relacionadas entre sí. El tema demuestra como las propiedades de los gases y la estructura de la materia están directamente relacionadas.

® Ofrece un modelo para explicar las propiedades de los gases, términos del movimiento de las partículas y de las fuerzas de atracción que existen entre éstas.

II. FUNDAMENTO TEORICO:

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).

III. MATERIALES Y REACTIVOS:

t2t1

V1V2

Estado FinalEstado Inicial A mayor temperatura aplicada al gas,

mayor es su volumen, siendo la presión constante

Volumen y temperatura son magnitudes directamente proporcionales.

+ Volumen Constantet2t1 P2P1 Estado FinalEstado Inicial

A mayor temperatura aplicada al gas, mayor presión debe + Presión Constantet2t1

V2

Equipos, Utensilios y Material de vidrio

Mechero de bunsen Balanza Tubo de ensayo Erlenmeyer Tapones de jebe Soporte universal Termómetro Tubo de vidrio en forma de J Tubo lineal Algodón Cronometro Regla graduada

Insumos

Clorato de potasio Dióxido de magnesio Acido clorhídrico Amoniaco concentrado Mercurio metálico

IV. METODOLOGÍA:

Se utilizará la experimentación directa, acompañada de la observación y la deducción.

V. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:

o Experimento N°02 (demostración de la ley de Dalton de las presiones parciales).

Colocar en un tubo de ensayo previamente

pesado 1.0 gramos de KClO3 y 0.5 de MnO2.

Cerrar el sistema y empezar calentar

lentamente.

Se observa que el oxigeno desprendido mas el vapor del agua del sistema desalojan

un determinado volumen de agua que será igual al volumen

del gas húmedo. Anotar este volumen

Determinar la temperatura de

trabajo y la presión

atmosférica.

Calcular el volumen teórico

de O2gaseoso seco a estas condiciones.

Determinar la masa del oxigeno

desprendido por diferentes de

masas del tubo de ensayo con el KClO3 y MnO2, con el tubo

después de la combustión.

Comparar el volumen

teórico y el volumen

experimental.

Calcular el % de error.

o Experimento N°03 (demostración de la ley de graham).

Instalar el equipo para la demostración.

• Colocar 2 gotas de NH3 concentrado y HCl en cada extremo del tubo en forma simultánea.• Tapar la entrada con algodón en forma rápida.• Medir la temperatura• La formación de un halo blanco, nos indicara que los gases se han encontrado y formaron

NH4Cl.• Anotar el tiempo, la distancia y la velocidad de difusión respectivamente

Colocar 2 gotas de NH3 concentrado y HCl en cada extremo del tubo en forma simultánea.

Tapar la entrada con algodón en forma rápida.

Medir la temperatura

La formación de un halo blanco, nos indicara que los gases se han encontrado y formaron NH4Cl.

Anotar el tiempo, la distancia y la velocidad de difusión respectivamente

I. CUESTIONARIO:

1. ¿Cuál es la diferencia entre un gas ideal y un gas real?

Un gas ideal es aquel que cumple con la formula Pv=nRTv= VolumenEs la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados. V=nRT

P=Presión Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente. P=nRT

T=TemperaturaEs la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK T=PV

nR= Número de partículasCantidad de partes (moles) presentes. n=PV

por lo tanto que cumple con la Ley de Boyle -Mariotte , Chrales y Gay Lussac , aquellas que decian que alguna propiedad constante otras eran inversa o directamente proporcional.

Un gas real es aquel gas que precisamente no se considera ideal esto quiere decir no cumple con las anteriores. 

En el mundo no hay gases ideales pero para problemas se consideran todos ideales , además a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales las diferencias son minimas.

2. ¿Cuál es la interpretación de difusión y efusión de graham?

La difusión es el proceso por el cual una sustancia se distribuye uniformemente en el espacio que la encierra o en el medio en que se encuentra. Por ejemplo: si se conectan dos tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en corto tiempo la presión es igual en ambos tanques. También si se introduce una pequeña cantidad de gas A en un extremo de un tanque cerrado que contiene otro gas B, rápidamente el gas A se distribuirá uniformemente por todo el tanque.

La efusión describe el flujo de un gas desde una región de alta presión a una baja presión a través de un orificio pequeño o una abertura. La condición para que haya efusión es que la trayectoria libre media de las moléculas debe ser mayor en comparación al diámetro del orificio. Un ejemplo de efusión se observa que en un globo inflado con helio se desinfla mucho más rápido que uno lleno con aire, la presión del interior del globo es mayor que la presión atmosférica y la superficie extendida del caucho tiene muchos orificios pequeños que permiten el escape de moléculas de gas.

3. ¿Cómo enunciaría la ley de Gay Lussac?

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor

VI. Conclusión:

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

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

® La presión para demostrar la ley de charle debe ser constante.® Por concluir se puede decir que las leyes de Charles y Boyle Mariott son

muy importantes en nuestra fisica ya que cada una tiene su pensamiento. La de Charles nos dice que 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. En cambio la de Boyle Mariott establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

VII. Bibliografía:

http://www.eumetcal.org/euromet/spanish/nwp/n2300/n2300099.htm http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/

andared02/leyes_gases/ http://www.educaplus.org/gases/gasesreales.html Química General 7Th edición.pdf, Raymond Chang. Capítulo 5. Química General 8va edición, Ralph H. Petrucci. Capitulo 6. http://es.scribd.com/vega_abner