UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL SUR
FACULTAD DE MEDICINA HUMANA “FERNANDO CABIESES MOLINA” LABORATORIO DE QUIMICA CURSO:
QUIMICA GENERAL
PROFESOR:
VICTOR ACUÑA RUIZ
INFORME DE PRÁCTICAS
PRÁCTICA Nº: 8 TÍTULO: Leyes de los Gases Ideales INTEGRANTES: -
Castro Mercado, Alondra Yamilet Esteban Marin, Nasheyra Gonzales Manchego, Flavio Sierra Allcca, Ariana Yorleni
HORARIO DE PRÁCTICAS DIA: Miércoles HORA: (10:10 A.M – 12:00 P.M) FECHA DE REALIZACION DE LA PRÁCTICA: Miércoles 10 de Junio del 2015 FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: Miércoles 17 de Junio del 2015
LIMA – PERÚ
PRÁCTICA Leye s de los Gas es Idea les
8
INTRODUCCIÓN El clima de la tierra es el principal resultado de los cambios en las propiedades de la mezcla de gases llamada aire. Al cambiar su temperatura se modifica la presión y cambios en la cantidad de vapor de agua que puede contener. Las nubes, la lluvia, la nieve, los vientos y las temperaturas se pueden explicar en función de las propiedades de los gases. Las propiedades de la mezcla gaseosa llamada aire también han afectado la evolución de los pulmones, órganos que sólo pueden manejar gases, y no líquidos ni sólidos. Una función importante de la sangre es llevar el oxígeno de los pulmones a las células, y el bióxido de carbono de las células a los pulmones. La disminución y el aumento en los volúmenes de los gases se aplican en todo tipo de formas y aparatos en la vida cotidiana y en la industria, por ejemplo, en los motores de combustión y en las armas de fuego.
OBJETIVOS Describir correctamente las leyes del comportamiento de los gases ideales. Determinar el volumen molar de un gas calculando su valor a condiciones normales de presión y temperatura.
FUNDAMENTO TEORICO Todos los gases, idealmente, se comportan en forma similar ante los cambios de presión y temperatura, pudiéndose expandir o comprimir entre límites muy amplios. Esta caracterización ha permitido establecer leyes que explican su comportamiento ideal: 1. LA RELACION PRESION-VOLUMEN:LEY de BOYLE Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande. Esta es la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de gas se comprime, la presión del gas aumenta. La ley de Boyle, establece que “ el volumen de una cantidad determinada de gas que se mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión”, se cumple que: P1 x V1 = constante
2. LA RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY de CHARLES Los globos de aire caliente se elevan porque el aire se expande cuando se calienta. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno a la misma presión. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. De forma similar, un globo se encoge si se le enfría. En términos de la escala Kelvin, la ley de Charles se puede expresar como sigue: “el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta”. Matemáticamente, la ley de Charles tiene la forma siguiente:
V1 =Constante T1 3. LA RELACION CANTIDAD-VOLUMEN: LEY de AVOGADRO A medida que agregamos gas a un globo, éste se expande. El volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deduce de los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro. Hipótesis de Avogadro: volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de moléculas. Por ejemplo, se puede comprobar experimentalmente que 22,41 L de cualquier gas a 0°C y 1 atm contiene 6,022 x 10 23 moléculas de gas (es decir, 1 mol). La ley de Avogadro es una consecuencia de la hipótesis de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constante es directamente proporcional al número de moles del gas. Es decir:
V1 =Constante N1
4. LA ECUACION DE GAS IDEAL Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se describe totalmente con la ecuación del gas ideal: P V = n RT Donde, R constante de los gases, depende de las unidades de P, V, n y T. La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta. La cantidad de gas, n, normalmente se expresa en moles. Las unidades escogidas para la presión y el volumen suelen ser atm y litros, respectivamente. Sin embargo, podrían emplearse otras unidades
Cuadro 8.1. Valores numéricos de la constante de los gases R, en diversas unidades
UNIDADES
R
L-atm / mol-K Cal / mol-K J / mol-K m 3 -Pa / mol-K L-mmHg/mol -K L-torr / mol-K
0,08206 1,987 8,314 8,314 62,36 62,36
Las condiciones de 0°C y 1 atm se denomina temperatura y presión estándar (TPE). El volumen que ocupa un mol de un gas ideal a TPE, 22,41 L, se denomina volumen molar de un gas ideal a TPE . La unidad de presión del SI es el Pascal (Pa). El pascal es una unidad derivada: 1 Pa = (N . m -2 ) = (1 kg . m-1 . s -2) 1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 760 torr = 760 mmHg Se escogió al mercurio como líquido de barómetros por ser muy denso (densidad = 13,6 g/mL).
5. RELACION ENTRE LA ECUACION DEL GAS IDEAL Y LAS LEYES DE LOS GASES. A menudo enfrentamos la situación en que P, V y T cambian para un número fijo de moles de gas. Puesto que n es constante en estas circunstancias, la ecuación del gas ideal queda así:
PV nR=Constante T
6. DENSIDAD DE LOS GASES Y MASA MOLAR
La densidad de un gas depende de su presión (P), masa molar o peso molecular (PM) y temperatura (T). Cuanto mayor es la masa molar y la presión, más denso es el gas; cuanto más alta es la temperatura, menos denso es el gas. Aunque los gases forman mezclas homogéneas sin importar su identidad, un gas menos denso estará arriba de uno más denso en ausencia de agitación. La densidad, d, del gas está dada por la expresión:
Si la densidad del gas es mayor que la del aire, como en el caso del cloro, el gas tenderá a asentarse en todos los puntos bajos. Si la densidad del gas es menor que la del aire, como en el caso del amoniaco gaseoso, el gas subirá. El bióxido de carbono es más denso que el aire, aunque no es venenoso, puede asfixiar a las personas. El vapor de agua es menos denso que el aire. Por consiguiente, el aire húmedo es un poco menos denso que el aire seco. La presión barométrica es baja cuando el aire es húmedo, de modo que cuando la presión desciende se produce lluvia. 7. MEZCLA DE GASES Y PRESIONES PARCIALES La presión ejercida por un componente dado de una mezcla de gases se denomina presión parcial de ese gas. Si Pt es la presión total y P1, P2, P3, etc. Son las presiones parciales de los gases de la mezcla, podemos escribir la ley de Dalton como sigue: Ley de Dalton de las presiones parciales, sostiene que la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales que participan. Bajo condiciones ordinarias todas las mezclas gaseosas son soluciones, esto es, las mezclas de gases sólo contienen una fase. Si ha pasado el tiempo suficiente para que se combinen completamente los gases, la composición será la misma, en cualquier punto de la mezcla. Aunque el humo está formado por partículas sólidas pequeñas y aire, no se considera mezcla gaseosa. Tampoco la niebla, que es una mezcla de gotitas diminutas de agua líquida y aire. El humo y la niebla son coloides
MATERIAL y METODOS a) MATERIAL Mechero Bunsen
Termómetro
Barómetro
Soporte universal
Balanza
Equipo de generación de oxígeno.
Balón de gas oxígeno, vacío.
Balón de gas oxígeno, lleno.
b) REACTIVOS Clorato de potasio, KClO3. Oxígeno, O2.
Agua destilada. c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO 1. Generación de Oxígeno por descomposición térmica del clorato de potasio Armar el equipo de generación de oxígeno llenando la bureta completamente con agua de caño e invertirla dentro de un vaso de 250 mL con agua hasta las ¾ partes. Sujetar la bureta en el soporte, según las indicaciones del profesor. Anotar en el Cuadro 8.3 el peso del tubo que contiene la muestra de KClO3, conectar al sistema. Verificar las conexiones y regular el nivel de agua hasta la marca inicial. Calentar el tubo suavemente al principio y después más fuerte, para producir el desprendimiento del oxígeno contenido en una mezcla de O2 y H2O (vapor) hasta colectar entre 20 y 22 mL de mezcla. Medir dicho volumen directamente en la bureta ya que el nivel de agua descenderá. Anotar en el Cuadro 8.3 el dato correspondiente. Dejar enfriar el tubo con el residuo y luego pesar, la diferencia de peso será igual al peso del oxígeno desprendido. Determinar los valores correspondientes a temperatura de trabajo (en un termómetro) y presión atmosférica (en un barómetro). Buscar en tablas el valor de la presión del vapor de agua a la temperatura de trabajo. Calcular la presión parcial del oxígeno seco, el volumen molar del oxígeno a condiciones del laboratorio y el volumen molar a TPE( temperatura y presión estándar. Comparar con el valor teórico de 22,414 L/mol).
EXPERIMENTO 2. Calcular la presión que ejerce el oxígeno en un balón comercial. Pesar un balón (sellado) que contiene oxígeno y anotar en el Cuadro 8.4. Pesar un balón vacío y anotar en el Cuadro 8.4. Calcular el número de moles de oxígeno. Calcular el volumen del Balón, midiendo la altura y el diámetro del balón, asumiendo que su geometría es cilíndrica (V = r 2 H) y sus extremos son cascos esféricos [V = h 2 (r – h/3)]. Anotar en el cuadro 8.4 el volumen ocupado por el oxígeno, asumir que es correspondiente al volumen del balón. Medir la temperatura y anotar en el Cuadro 8.4, considerar que la temperatura del laboratorio es equivalente a la temperatura del oxígeno. Calcular la presión del oxígeno. Cuadro 8.2. Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas
CUADRO DE DATOS y RESULTADOS CUADRO 8.3. Generación de oxígeno molecular por descomposición térmica del KClO3
Nº Datos a evaluar y resultados
Valores obtenidos
1
Peso del tubo con KClO3 antes calentamiento
5,7343 G
2
Peso del tubo con residuo después calentamiento
5, 6820 G
3
Peso del O2 liberado
0,0523 G
4
Moles de O2 liberado
0,0016 G
5
Temperatura de trabajo
6
Presión atmosférica leída en barómetro
7
Presión vapor del H2O leído en Tabla
8
Presión del O2 seco
9
Volumen del O2 leído en bureta
10
Volumen total a TPE
11
Volumen molar a condiciones de Laboratorio
12
Volumen molar a TPE
13
Error experimental, %
24 ºC 1 atm – 760 mmHg 22,1 0,970 atm 27,5 ml 2,028861025 L/mol 56 0,3584 L 217,75
CUESTIONARIO 1. ¿Qué es la presión atmosférica y en que unidades se mide? 2. Describa gráficamente cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas. 3. La fotosíntesis convierte el CO2 y el agua en carbohidratos y gas oxígeno, mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar CO2 y agua. Usando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos, escriba las ecuaciones para estos dos procesos. 4. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest de 29 028 pies es de aproximadamente 265 torr. Convertir esta presión a a) atm, b) mm Hg, c) Pascales, d) PSI
RECOMENDACIONES Tener cuidado al manipular el mechero de bunsen y los distintos químicos. Usar lentes de seguridad como medida de prevención.
ANEXO 1. ¿Qué es la presión atmosférica y en que unidades se mide? Las moléculas de gas que componen la atmósfera, sometidas a la gravedad terrestre, poseen un cierto peso. Aunque el ser humano no lo percibe directamente, dicho peso ejerce una presión significativa sobre la superficie de la tierra. Es lo que se conoce como presión atmosférica. Se mide en: Atmosfera (atm) Pascal (pa) Bar (bar) Milibar (mbar) Atmosfera técnica (at) Torr (torr) Libra – fuerza por pulgada cuadrada (psi)
2. Describa gráficamente cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas.
Manómetro
Barómetro
3. La fotosíntesis convierte el CO2 y el agua en carbohidratos y gas oxígeno, mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar CO2 y agua. Usando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos, escriba las ecuaciones para estos dos procesos. C6H12O6 -------- CO2 + H2O + energía (AMP --- ADP --- ATP) CO2 + H2O ____ C6H12O6 energía de luz solar
4. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest de 29028 pies es de aproximadamente 265 torr. Convertir esta presión a a) atm : 265 x 760 =201400 b) mmHg: es igual 1 torr es decir 265mmgg c) Pascales: 265 x 7,5006× 10-3 = 3975,318 x 10-3 d) PSI: 51,715 x 265 = 13704,475
