LABORATORIO QUÍMICA : LABORATORIO DE GASES

Introducción

Bienvenidos a blog química, en este blog se llevaran a cabo procesos de manejo de "GASES" y se presentaran en diversas cantidades con el fin de orientar al lector sobre la utilización de cada uno de los métodos de la utilización y manejo de los gases.

El fin que tiene esta entrada es facilitarle al lector mediante explicaciones resumidas y concretas el manejo de sustancias gaseosas.

Objetivo

1. Obtener mediante diferentes ejercicios y ejemplos un mayor conocimiento que le permita al lector resolver con facilidad y entendimiento las leyes de los gases.

LABORATORIO GASES

1. CONCEPTOS

a. Estados de Agregación

La materia se presenta en diversos estados, con cualidades peculiares para cada uno de ellos. Los más conocidos y comunmente observables son:

Estado sólido.

Estado líquido.

Estado gaseoso.

otros estados son observables en condiciones extremas de presión y temperatura.

Los estados de un material depende de las condiciones de presión y temperatura. La variación de estos estados se denomina estados de agregación, relacionadas con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen la materia.

b. Temperatura

Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.

Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin(K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras.

C. Presión

Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura.

En este caso la fuerza se correspondería con el peso (

m \cdot g

) de la columna de mercurio por lo que

P = \frac{m \cdot g}{S}

Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad por el volumen (

m = d \cdot V

), si sustituimos será:

P = \frac{d \cdot V \cdot g}{S}

y dado que el volumen es el producto de la superficie de la base por la altura (

V = S \cdot h

), tenemos

P = \frac{d \cdot S \cdot h \cdot g}{S}

y simplificando tenemos:

P = d \cdot g \cdot h

que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del campo gravitatorio y la altura de la columna.

D. Volumen

El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas.

En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen variable cuando se quiere experimentar con gases.

E. Cantidad de gas

2. LEYES

a. Avogadro

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.

b. LEY DE BOYLE

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.

C. Ley De Charles

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.

d. Gay- Lussac

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.

e. ley de los gases ideales

En primer lugar empezamos diciendo que un gas ideal será aquel en el que las moléculas que lo forman tienen volumen cero y los choques entre ellas son perfectamente elásticos.

Los gases ideales no existen aunque podemos considerar que los gases de masa molecular no muy alta a presiones no muy bajas y a temperaturas no excesivamente bajas se comportan como gases ideales.

f. ley generalizada de los gases

La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes:

Ley de Boyle: P₁ · V₁ = P₂ · V₂
Ley de Gay-Lussac: P₁ / T₁ = P₂ / T₂
Ley de Charles: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula que es aplicable para una misma cantidad de gas:

P₁ · V₁ / T₁ = P₂ · V₂ / T₂

donde:

P es la presión
V es el volumen
T es la temperatura absoluta (en grados Kelvin)

Ejemplos de la Ley General de los Gases:

Ejemplo 1: un gas tiene una presión de 600 mmHg, un volumen de 670 ml y una temperatura de 100ºC. Calcular su presión a 200ºC en un volumen de 1,5 litros.

Solución: tenemos masa constante de gas por lo que podemos aplicar la Ley General de los Gases: P₁ · V₁/ T₁ = P₂ · V₂ / T₂ , donde:
- P₁ = 650 mmHg
- V₁ = 670 ml = 0,67 litros
- T₁ = 100ºC = 373ºK
- P₂ = ?
- V₂ = 1,5 litros
- T₂ = 200ºC = 473ºK
Despejamos P₂ :

P₂ = (P₁ · V₁ / T₁ ) · (T₂ / V₂)
P₂ = (650 · 0,67 / 373) · (473 / 1,5) = 368 mmHg

Ejemplo 2: Calcular la temperatura de una determinada cantidad de gas que pasa de 1 atmósfera a 2 atmósferas de presión y de un volumen de 1 litro a 0,5 litros si la temperatura inicial es 25ºC.
Solución: tenemos masa constante de gas por lo que podemos aplicar la Ley General de los Gases: P₁ · V₁/ T₁ = P₂ · V₂ / T₂ , donde:
- P₁ = 1 atm.
- V₁ = 1 litro
- T₁ = 25ºC → en grados Kelvin: T₁ = 25 + 273 = 298ºK
- P₂ = 2 atm.
- V₂ = 0,5 litros
- T₂ = ?
Despejamos T₂ :
- T₂ = (P₂ · V₂) · T₁ / (P₁ · V₁)
- T₂ = (2 atm. · 0,5 litros) · 298ºK / (1 atm. · 1 litro) = 1192ºK
- T₂ = 1192ºK → en grados Centígrados: T₂ = 1192 - 273 = 919ºC