LABORATORIO GASES

1. LABORATORIO DE LOS GASES
PROFESORA: DIANA FERNANDA JARAMILLO
NATALIA GONZÁLEZ DELGADO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
QUIMICA
10-3
2017
INTRODUCCION:

2. Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de
atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente
chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de
circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la
temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta.
Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a
que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente
en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una
forma indefinida.
El comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el
volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son
llamados gases ideales o perfectos.
En el siguiente informe estudiaremos la ley de Boyle y Mariotte y la ley de Charles
Objetivos
● Comprobar experimentalmente la ley de Boyle.
● Comprobar experimentalmente la ley de Charles
● Explicar los estados de agregación.
● Por medio del laboratorio explicar como funciona cada una de las leyes de los
gases.
MARCO TEÓRICO:

3. ESTADOS DE AGREGACIÓN
Los estados de agregación, sólido, líquido y gaseoso, dependen fundamentalmente de las
condiciones de presión y temperatura a las que esté sometida la materia.
SOLIDO:
En el estado sólido los átomos o moléculas ocupan posiciones fijas aunque se encuentran
vibrando en esas posiciones con una capacidad de movimiento limitada.
LIQUIDO:
En el estado líquido la fuerza de cohesión que mantiene unidas a las moléculas es mucho
menor.
En un líquido las moléculas tienen una cierta capacidad de movimiento que, en gran medida,
está limitada por las otras moléculas que tienen alrededor.
GASEOSO:
En un gas las moléculas se encuentran muy lejanas unas de otras y se mueven en todas
direcciones con libertad absoluta.

4. 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
¿Cómo se calibra un termómetro?
Mientras se está produciendo un cambio de estado la temperatura permanece constante y por
ello consideramos los cambios de estado del agua (a 1 atm) como puntos de referencia.

5. Punto de fusión del agua:
La fase líquida se encuentra en equilibrio con la fase sólida y la temperatura permanece
constante.
Los valores otorgados a este punto en cada escala son:
● Celsius: 0
● Kelvin: 273.15
● Fahrenheit: 32
Punto de ebullición del agua:
La fase líquida se encuentra en equilibrio con la fase gaseosa y la temperatura permanece
constante.
Los valores otorgados a este punto en cada escala son:
● Celsius: 100
● Kelvin: 373.15
● Fahrenheit: 212
En el intervalo de temperatura comprendido entre los puntos de fusión y ebullición, el agua
permanece líquida. Este intervalo se divide en 100 partes en las escalas Celsius y Kelvin,
mientras que en la escala Fahrenheit se divide en 180 partes.
PRESION
En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que
se aplica:

6. Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es
el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado
(N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)
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.

7. Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos que:
Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por
unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión
aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.
En este trabajo usaremos la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg):
1atm=760mmHg
EL VOLUMEN

8. 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.
Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro (L) y el mililitro
(mL)
Su equivalencia es:
1L = 1000 mL
Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son
unidades equivalentes.
CANTIDAD DE GAS
La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un
recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol.
Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:
1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas
1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos
¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!!

9. La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha sustancia:
Con el siguiente simulador puedes calcular las masas molares de algunas sustancias puras
como el hidrógeno, el metano, el cloro y el yodo. La medida es correcta cuando se enciende el
testigo rojo.
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.

10. ¿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:
P⋅ V=kP⋅ V=k
(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:
P1⋅ V1=P2⋅ V2
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 disminuye.

11. ¿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.
Matemáticamente podemos expresarlo así:
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:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.

12. 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.
LEY GASES IDEALES
La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado
por partículas puntuales sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son
perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es
directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se
aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja
presión y alta temperatura.
En 1648, el químico Jan Baptista van Helmont creó el vocablo gas, a partir del término griego
kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido carbónico. Esta
denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se utiliza para designar uno de
los estados de la materia.
LABORATORIO
SALA DE BOYLE:

13. SALA CHARLES:

14. EJERCICIOS
LEY DE BOYLE:

15. LEY DE CHARLES:
WEBGRAFIA:
1. http://www.educaplus.org/gases/index.html
2. http://www.monografias.com/trabajos91/leyes-
gases-quimica/leyes-gases-quimica.shtml