LABORATORIO DE GASES

LABORATORIO DE GASES

PRESENTADO POR:

LAURA VANESSA GUZMÁN CONTRERAS

GRADO:10-2

INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DELA PRESENTACIÓN 

QUÍMICA 

IBAGUE -TOLIMA

2018 



INTRODUCCIÓN 

El estado gaseoso de la materia, se caracteriza porque los átomos o moléculas se encuentran muy separadas entre si y sus interacciones son mucho mas débiles que en el estado liquido o solido.

Los gases se mezclan en cualquier propósito ,son altamente compresibles y tienden a adoptar el volumen y forma del recipiente que los contiene.

Con el fin de facilitar el estudio de los gases, se desarrollo el modelo del gas ideal,el comportamiento de dicho gas  hipotético se explica por las leyes empíricas de Boyle ,Charles y Gay-Lussac, a todas las presiones y temperaturas . 

En el presente documento mencionare todos los conceptos y saberes que debemos tener para identificar:

• Gases
• Propiedad de los gases 
• Gas ideal 
• ley de avogadro
• ley de boyle
• ley charles  
• ley de gay-lussac
• Ecuación de estado 

También señalare para que el texto tanga un buen cuerpo de trabajo como lo son los objetivos, las conclusiones y justificación. Esto los desarrollare con el propósito del aprendizaje y la profundización  mas acerca de las leys 

OBJETIVOS 

• Conocer las diferentes leyes que establecen la existencia hipotetica del gas ideal
• 
  

GASES 

El gas es el estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio,

es decir, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece en estado gaseoso.

Principalmente se compone por moléculas que no son atraídas unas por otras, por lo que se

mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras.

Los gases poseen distintas propiedades. Sus moléculas se encuentran prácticamente

libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son

contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables,

en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.

Además, los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene,

no tienen forma definida sino adoptan la de los recipientes que las contiene y pueden

comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas

moléculas y otras.

PROPIEDAD DE LOS GASES 

Las propiedades de la materia en estado gaseoso son: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)

Recipentes de gas.

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

Volumen de un gas.

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 llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1. - Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas . Dependiendo del gas, cada molécula esta 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 numero total de moléculas es grande . La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede 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 numero 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

LEY DE AVOGADRO

La Ley de Avogadro es la cuarta de las leyes de los gases de la que nos ocupamos. Esta ley relaciona el volumen y la cantidad (numero de moles) de gas a presión y temperaturas constantes.

Explicación de la ley de Avogadro

El trabajo del científico italiano Amadeo Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Enunciando la ley que lleva su nombre. La ley de Avogadro de principios del siglo XIX, prácticamente dice que:

Volúmenes iguales de gases distintos, comparados en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.

O también, el volumen de un gas en condiciones de temperatura y presión constantes, es directamente proporcional a la cantidad de moles de gas:

• Si se aumenta la cantidad de gas, aumentará el volumen.
• Si se disminuye la cantidad de gas, el volumen disminuye

Fórmula de la ley de Avogadro

V / n = K
V = volumen
n = número (cantidad) de moles

Es decir que si se quieren estudiar un estado inicial y un  estado final de un gas, vale la fórmula:

Explicación cinética de la ley de Avogadro

La explicación desde el punto de vista cinético de esta ley es que si tenemos una determinada cantidad de gas en un recipiente a temperatura y presión constantes, al agregar gas, las colisiones de un mayor número de moléculas causa una expansión, es decir un aumento del volumen del gas.

Relación entre la cantidad de gas y su volumen

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. Recuerda que 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 

¿Por qué ocurre esto?

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:

(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supongamos que 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 valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:

1

que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.

Ejercicios sobre la ley de Avogadro

Si se tienen  5 L de un gas que contiene 0.95 mol y se aumenta la cantidad de gas hasta llegar a tener 1.44 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas a temperatura y presión constantes?

V1/n1 = V2/n2

De la cual queremos hallar V2, entonces será

V1 = 5L
n1 = 0,95 mol
V2 = ?
n2 = 1,44 mol

( V1 . n2 ) / n1 = V2

(5 . 1,44) / 0,95 =  7,58L

¿Cómo verificar si el resultado es correcto?

aplicando la fórmula V1/n1 = V2/n2

V1 = 5L
n1 = 0,95 mol
V2 = 7,58
n2 = 1,44 mol

5/0,95 = 7,58 / 1,44 = 5,26 Ok. Verificado.

LEY DE BOYLE

La Ley de Boyle es una ley de los gases que relaciona la presión y el volumen de una determinada cantidad de gas, sin variación de temperatura, es decir, a temperatura constante. También se la conoce como Ley de Boyle-Mariotte porque fue formulada independientemente por el físico y químico anglo-irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico francés Edme Mariotte (1676).

Explicación de la ley de Boyle

En 1662 Robert Boyle, descubrió que la presión aplicada a un gas es inversamente proporcional a su volumen a temperatura y numero de moles (cantidad de gas) constante. Es decir que si se aumenta del doble la presión ejercida sobre el gas, este se comprime reduciendo su volumen a la mitad. Si la presión es 3 veces superior, el volumen sera de un tercio.

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que éste ejerce.

Fórmulas de la ley de Boyle

Esta fórmula se puede utilizar para determinar el cambio de presión o temperatura durante una transformación isotérmica de la siguiente manera:

Es decir, que el producto entre la presión inicial y el volumen inicial es igual al producto de la presión final por el volumen final. Por ejemplo, si se desea determinar el volumen final, será suficiente dividir P1V1 entre P2.

(P1 · V1)/ P2 =  V2 

Como se puede observar en la siguiente animación, cuando aumenta la presión, el volumen baja y viceversa.

En este otro gráfico se puede observar que cuando la temperatura disminuye, la hipérbole equilatera (llamada isoterma) “se mueve” hacia la izquierda.

Gráfico ley de Boyle isotermas

Explicación cinética de la Ley de Boyle

Cuando aumenta el volumen del recipiente que contiene el gas, la distancia que las partículas deben recorrer antes de colisionar contra las paredes del recipiente aumentan. Esta aumento de distancia hace que las colisiones (choques) sean menos frecuentes, y por lo tanto la presión ejercida sobre las paredes es inferior a la ejercida anteriormente cuando el volumen era inferior.

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen es inversamente proporcional a la presion:

• Si la presion aumenta, el volumen disminuye 
• Si la presion disminuye, el volumen aumenta 

¿Por qué ocurre esto?

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.

Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

(el producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Boyle

Ejercicios sobre la ley de Boyle

1) Un determinado gas con una presión de 1,8 atm ocupa un volumen de 0,9L. Manteniendo constantes
la temperatura, se aumenta la presión del gas a 4,1 atm. Calcular el volumen ocupado por el gas.

Teniendo en cuenta la fórmula de la ley de Boyle planteada anteriormente P1 · V1 = P2 · V2  se realizan los cálculos necesarios.

(P1 · V1)/ P2 =  V2 

(1,8atm · 0,9L)/ 4,1atm =  V2  = 0,395L

Respuesta: El nuevo volumen ocupado por el gas será 0,395L

2) Un gas que ocupaba 4L de volumen, ha pasado a ocupar un volumen de 3L luego de que la presión ha sido aumentada a 800 mmHg. ¿Cuál era la presión inicial a la que se encontraba el gas?

P1 · V1 = P2 · V2

de la cual nos interesa despejar P1.

P1 = (P2 · V2) / V1

sustituimos con los datos proporcionados:

P1 = (800 mmHg · 3L) / 4L

P1 = 600 mmHg

LEY DE CHARLES

Es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

En esta ley, Jacques 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 (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.

Volumen sobre temperatura: Constante (K -en referencia a si mismo)o también:

donde:

• V es el volumen.
• T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin).
• k2 es la constante de proporcionalidad.

Además puede expresarse como:

donde:

= Volumen inicial

= Temperatura inicial

= Volumen final

= Temperatura final

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante

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.

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

• si la temperatura aumenta, el volmen del gas aumenta 
• si la temperatua del gas disminuye,el volumen disminuye 

¿Por qué ocurre esto?

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.

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura.

EJEMPLO:

Un gas  cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen?

Solución:

El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin. 
Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T 1 = (25 + 273) K= 298 K

T 2 = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:

Ahora, despejamos V 2 :

Respuesta:

Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L.

 LEY DE GAY-LUSSAC

Joseph Louis Gay-Lussac fue un físico francés que en el año de 1802, que todos los gases se expanden a una misma fracción de volumen para un aumento en la temperatura, lo que le reveló la existencia de un coeficiente de expansión de la economía común.

La ley de Gay- Lussac establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

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

 En un recipiente rígido, un volumen constante, la presión se dobla al duplicar la temperatura absoluta.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tuvo el mismo valor:

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del ciclo. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Las temperaturas han expresado en Kelvin.

El físico Joseph Louis Gay-Lussac nació el 6 de diciembre de 1778, en Saint-Léonard-de-Noblat, y murió el 9 de mayo de 1850, en París. Estudió en la école Polytecnique y en la école des Ponts et Chaussées de París.

Además, ocupa un lugar histórico de física, en la Universidad de la Sorbona, a partir de 1809 en el Politécnico de París.

Estudió las propiedades físicas y químicas de los gases y descubrió, en 1802 y 1820, las letras que llevan su nombre, sobre la dilatación térmica y, entre 1805-1808, las referidas a las relaciones entre los volúmenes de los gases que forman compuestos.

En 1809 formuló la ley de los gases que sigue asociada a su nombre. La ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en la proporción de números enteros pequeños.

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante

Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800.
Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante

La presion del gas es directamente proporcional a su temperatura:

• si aumentamos la temperatura, aumenta la presion
• si disminuimos la temperatura, disminuye la presion 

¿Por qué ocurre esto?

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:

(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.

LEY DE LOS GASES IDEALES 

Los gases ideales es una simplificación de los gases reales que se realiza para estudiarlos de manera más sencilla. En sí es un gas hipotético que considera:

• Formado por partículas puntuales sin efectos electromagnéticos.
• Las colisiones entre las moléculas y entre las moléculas y las paredes es de tipo elástica, es decir, se conserva el momento y la energía cinética.
• La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura.
• Los gases se aproximan a un gas ideal cuando son un gas mono atómico, está a presión y temperatura ambiente.

La ecuación del gas ideal  se basa condensa la ley de Boyle, la de Gay-Lussac, la de Charles y la ley de Avogadro.

FORMULA

Las leyes de Avogadro, Boyle y de Charles constituyen tres casos especiales de una única ley, la "ley de los gases ideales".

PV = nRT

Esta ley es válida aproximadamente para todos los gases, la constante R, denominada constante universal de los gases, tiene el mismo valor para todos los gases. Se ha observado que a 0ºC (273,15 K) y 1,00 atm de presión, 1,00 mol de un gas ocupan 22,4 L. Por tanto:

R = (1,00 atm x 22,4 L / 1,00 mol x 273,15 K) = 0,08006 atm l /k mol

La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implican cambios en P, V, T y n de una muestra de gas. Sin embargo a veces es necesario trabajar con cambios de P, V y T, o incluso cantidad de gas. Cuando cambian las condiciones, se debe emplear una forma modificada de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta las condiciones iniciales y finales. Esta ecuación se obtiene del modo siguiente:

R = P₁V₁/n₁T₁ (antes del cambio)

R = P₂V₂/n₂T₂ (después del cambio)

De manera que : 

Si n₁ = n₂, como normalmente ocurre, por que la cantidad de gas por lo general no cambia, la ecuación en tal caso se reduce a 

CONCLUSIONES 

WEBGRAFIA

http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesPropiedades.htm