Informe De Laboratorio Uni

LABORATORIONº5
Gases
Objetivos
* Conocer y distinguir el comportamiento y propiedades de los gases ideales para diferenciarlos de los gases reales
* Establecer la diferencia que existe entre gas ideal y gas real.
* Conocer las diferentes leyes que establecen la existencia hipotética de3l gas ideal.
* Determinar el volumen molar estándar del hidrógeno a condiciones delaboratorio.

FUNDAMENTO TEORICO

ESTADO GASEOSO
Los sistemas materiales gaseosos se caracterizan desde un punto de vista MACROSCOPICO por:
• Su homogeneidad;
• Su pequeña densidad, respecto de líquidos y sólidos;
• La ocupación de todo el volumen del recipiente que los contiene;
• La espontánea difusión de un gas en otro, dando soluciones.
La estructura de los gases es interpretada por la teoríacinético-molecular (MICROSCOPICO):
• La sustancia, en estado gaseoso, está constituida por moléculas muy separadas entre sí, como corresponde a su baja densidad.
• Las moléculas están animadas de perpetuo movimiento, trasladándose en línea recta en todas las direcciones y sentidos dentro del volumen ocupado.
• Hay choques de las moléculas contra las paredes del recipiente y también entre si(choques intermoleculares).
Las leyes de los gases ideales fueron deducidas de la teoría cinética en base a los dos primeros supuestos.

Gas Ideal:
Es aquel que obedece ciertas leyes:
1) Ley de Boyle
2) Ley de Charles y Gay Lussac
3) Ley de las Presiones parciales de Dalton
4) Ley de Difusión de Graham
Para conoce cada una de estas leyes debemos de saber primeramente cuales son los elementoso conceptos que se deben de usar que se presentara en el siguiente cuadro:

1. Ley de Boyle:

Experiencia de Boyle

Situación hipotética

Experiencia de Boyle
El estudio de los gases, y en particular del aire, atrajo la atención de los físicos del siglo XVII y más concretamente la del irlandés Robert Boyle (1627-1691). Las experiencias que le permitieron establecer su conocida leyconsistieron, básicamente, en añadir mercurio a un tubo acodado suficientemente largo abierto por un extremo y provisto de una llave en el otro. Con la llave abierta vertía mercurio y su nivel en las dos ramas del tubo se igualaba (principio de los vasos comunicantes). A continuación cerraba la llave y añadía sucesivamente cantidades de mercurio iguales, con lo cual, la presión a la que estabasometido el gas encerrado en el otro extremo del tubo, aumentaba en igual proporción. Mediante sucesivas medidas de la distancia entre los dos niveles alcanzados por el mercurio en ambas ramas del tubo, observó que la disminución del volumen del gas guardaba cierta relación con el aumento de presión. Si doblaba el peso de mercurio, el volumen se reducía a la mitad, si lo triplicaba se reducía a latercera parte y así sucesivamente. Un análisis cuidadoso de tales resultados experimentales le permitió, finalmente, enunciar su ley.
Postulado de Boyle:

“Para cualquier gas a temperatura constante, el volumen de una determinada masa de gas, varía inversamente con la presión ejercida sobre él”

2. Ley de Charles, Gay Lussac

Vincula: presión y temperatura absoluta.
De: una masa constante degas a volumen constante.
La presión de una masa definida de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
En otras palabras, la presión varía en proporción directa con la temperatura: P ∝ T
La interpretación matemática del comportamiento es:

Experiencias semejantes realizadas manteniendo constante el volumen y estudiando la variación de la presión con latemperatura permitieron al químico francés establecer la que se conoce como Ley de Gay Lussac: a volumen constante, la presión de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases.

Ley de Avogadro

“A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del...