Reporte 6

ANTECEDENTES
1. LEY DE BOYLE
2. LEY DE GAY-LUSSAC (LEY DE CHARLES)
3. LEY DE LOS GASES IDEALES
4. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES; LEY DE DALTON
5. PESO EQUIVALENTE
6. PORCENTAJE DE ERROR
Ley de Boyle
De los tres estados de agregación, solo el estado gaseoso permite una descripción cuantitativa relativamente sencilla. Supondremos que el sistema está en equilibrio de que los valores de laspropiedades no cambian con el tiempo, por lo tanto no se alteren los factores externos que actúan sobre él.1
A mediados del siglo XVII, Robert Boyle (1627-1691) y su ayudante Robert Hooke (1635-1703) efectuaron diversas investigaciones de la relación entre la presión y el volumen de un gas. Descubrieron la ley que actualmente se conoce como la ley de Boyle, la cual fue enunciada por primeravez por Boylei en 1662 y puede expresarse como:
“la presión de una cantidad fija de gas varía inversamente con el volumen cuando se mantiene a temperatura constante” 2
PV=C
Donde P es presión, V volumen y C constante a temperatura y moles constantes.
Ley de Gay-Lussac (Charles)
Posteriores experimentos de Charles demostraron que la constante C es una función de la temperatura. Gay-Lussac hizomedidas del volumen de una masa fija de gas bajo presión constante y encontró que el volumen era una función lineal de la temperatura. Esto se expresa por la ecuación:
V= a+bt,
Donde t es la temperatura, y a y b son constantes.
Los experimentos de Charles demostraron que, para una masa fija de gas bajo una presión constante, el aumento relativo de volumen por cada aumento de un grado detemperatura era el mismo para todos los gases.1
La ley de Gay-Lussac se puede expresar como:
VT=Constante A presión y moles constantes
V= volumen
T= temperatura
Ley de los gases ideales (Avogadro)
Se encontró que la presión, el volumen y la temperatura están relacionados. Experimentalmente estas propiedades de un gas no se pueden elegir de manera arbitraria para describir el estado deuna cantidad determinada de gas.2
En resumen la ecuación que representa la ley de los gases ideales (“perfectos”, que no interaccionan entre sí) está basada en las leyes de los gases individuales descritas anteriormente. Siempre que tengan un comportamiento ideal la ecuación es a siguiente:
PV=nRT
P= presión
V=volumen
n = moles
R= constante universal de los gases
T= temperatura
En dondela mezcla de los gases, la presión total es la suma de las presiones individuales de cada gas en las mismas condiciones en el sistema.
Ley de Dalton
Los estudios del químico inglés John Dalton (1766-1844) de mostraron que la presión total que se observa en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada componente gaseoso individual ejercería si ocupara por si solo el recipientea la misma temperatura. Este enunciado recibe el nombre de la ley de Dalton de las presiones parciales.
El término presión parcial se emplea para expresar la presión que ejerce un componente de la mezcla de fas. Por lo tanto:
PT= P1+P2+P3+…Pn
Donde PT es la presión total y Pn las presiones parciales.2

Peso equivalente
El equivalente es una unidad química fundamental, existen dos tipos deequivalentes dependiendo de la reacción que se considera: equivalentes ácido-base (o simplemente equivalentes) y equivalentes de transferencia electrónica (equivalentes T-E). El complejo de equivalente es útil cuando se trabaja con sustancias complejas o desconocidas, o cuando se trata de obtener estructuras y propiedades de compuestos desconocidos, pero nos centraremos más en equivalentesácido-base.
Equivalente ácido-base
Se define el equivalente ácido-base como el peso (en gramos) de una sustancia que puede proporcionar, reaccionar con, o ser equivalente a 1 mol de H+ . Así 1 mol (98.1 g/mol) de ácido sulfúrico, contiene 2 moles de H+y su peso equivalente es 49.05 g/equiv. Un mol (171.4 g/mol) de Ba(OH)2 contiene 2 moles de OH- y podría reaccionar con 2 moles de H+; su peso...