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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 .

idealmente. y no líquidos ni sólidos. Las nubes. establece que “ el volumen de una cantidad determinada de gas que se mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión”. Esta caracterización ha permitido establecer leyes que explican su comportamiento ideal: 1. Por otro lado. LA RELACION PRESION-VOLUMEN:LEY de BOYLE Si se reduce la presión sobre un globo. cuando un volumen de gas se comprime. se comportan en forma similar ante los cambios de presión y temperatura.INTRODUCCIÓN El clima de la tierra es el principal resultado de los cambios en las propiedades de la mezcla de gases llamada aire. por ejemplo. en los motores de combustión y en las armas de fuego. 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. La ley de Boyle. Esta es la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Una función importante de la sangre es llevar el oxígeno de los pulmones a las células. la presión del gas aumenta. éste se expande. se cumple que: P1 x V1 = constante . Al cambiar su temperatura se modifica la presión y cambios en la cantidad de vapor de agua que puede contener. OBJETIVOS  Describir correctamente las leyes del comportamiento de los gases ideales. la lluvia. 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. FUNDAMENTO TEORICO Todos los gases. pudiéndose expandir o comprimir entre límites muy amplios. la nieve.  Determinar el volumen molar de un gas calculando su valor a condiciones normales de presión y temperatura. y el bióxido de carbono de las células a los pulmones.

El volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno a la misma presión. se puede comprobar experimentalmente que 22. LA ECUACION DE GAS IDEAL Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión.2. normalmente se expresa en moles. respectivamente. LA RELACION CANTIDAD-VOLUMEN: LEY de AVOGADRO A medida que agregamos gas a un globo. un globo se encoge si se le enfría.022 x 10 23 moléculas de gas (es decir. Hipótesis de Avogadro: volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de moléculas. n y T. Por ejemplo. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deduce de los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro. V. 1 mol). la ley de Charles tiene la forma siguiente: V1 =Constante T1 3. sino también de la cantidad de gas. 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”. En términos de la escala Kelvin. volumen y temperatura se describe totalmente con la ecuación del gas ideal: P V = n RT Donde. La cantidad de gas. 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.41 L de cualquier gas a 0°C y 1 atm contiene 6. podrían emplearse otras unidades . La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta. LA RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY de CHARLES Los globos de aire caliente se elevan porque el aire se expande cuando se calienta. De forma similar. Las unidades escogidas para la presión y el volumen suelen ser atm y litros. Sin embargo. R constante de los gases. depende de las unidades de P. éste se expande. Matemáticamente. Es decir: V1 =Constante N1 4. n.

Valores numéricos de la constante de los gases R. 5.36 Las condiciones de 0°C y 1 atm se denomina temperatura y presión estándar (TPE). Puesto que n es constante en estas circunstancias. 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.Cuadro 8. El volumen que ocupa un mol de un gas ideal a TPE. la ecuación del gas ideal queda así: PV nR=Constante T 6. DENSIDAD DE LOS GASES Y MASA MOLAR . m -2 ) = (1 kg . m-1 . se denomina volumen molar de un gas ideal a TPE . 22.01325 x 105 Pa = 760 torr = 760 mmHg Se escogió al mercurio como líquido de barómetros por ser muy denso (densidad = 13. s -2) 1 atm = 1.41 L. A menudo enfrentamos la situación en que P.987 8.314 8. El pascal es una unidad derivada: 1 Pa = (N .36 62.314 62. La unidad de presión del SI es el Pascal (Pa).1. V y T cambian para un número fijo de moles de gas. RELACION ENTRE LA ECUACION DEL GAS IDEAL Y LAS LEYES DE LOS GASES.08206 1.6 g/mL).

P2. en cualquier punto de la mezcla. cuanto más alta es la temperatura. la composición será la misma. de modo que cuando la presión desciende se produce lluvia. Por consiguiente. masa molar o peso molecular (PM) y temperatura (T). como en el caso del amoniaco gaseoso. puede asfixiar a las personas. las mezclas de gases sólo contienen una fase. 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. La densidad. Son las presiones parciales de los gases de la mezcla. el aire húmedo es un poco menos denso que el aire seco. un gas menos denso estará arriba de uno más denso en ausencia de agitación. Si la densidad del gas es menor que la del aire. más denso es el gas. esto es. no se considera mezcla gaseosa. Tampoco la niebla. etc. Aunque el humo está formado por partículas sólidas pequeñas y aire. La presión barométrica es baja cuando el aire es húmedo. podemos escribir la ley de Dalton como sigue: Ley de Dalton de las presiones parciales. el gas subirá. El bióxido de carbono es más denso que el aire. Bajo condiciones ordinarias todas las mezclas gaseosas son soluciones. el gas tenderá a asentarse en todos los puntos bajos. del gas está dada por la expresión: Si la densidad del gas es mayor que la del aire. 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. 7. Si Pt es la presión total y P1. Cuanto mayor es la masa molar y la presión.La densidad de un gas depende de su presión (P). como en el caso del cloro. P3. Si ha pasado el tiempo suficiente para que se combinen completamente los gases. d. aunque no es venenoso. El humo y la niebla son coloides MATERIAL y METODOS a) MATERIAL Mechero Bunsen Termómetro . menos denso es el gas. Aunque los gases forman mezclas homogéneas sin importar su identidad. El vapor de agua es menos denso que el aire. que es una mezcla de gotitas diminutas de agua líquida y aire.

Balón de gas oxígeno. Oxígeno. KClO3. Balón de gas oxígeno. . O2. lleno. b) REACTIVOS Clorato de potasio. vacío.Barómetro Soporte universal Balanza Equipo de generación de oxígeno.

para producir el desprendimiento del oxígeno contenido en una mezcla de O2 y H2O (vapor) hasta colectar entre 20 y 22 mL de mezcla. Sujetar la bureta en el soporte. c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1.414 L/mol). Verificar las conexiones y regular el nivel de agua hasta la marca inicial.3 el peso del tubo que contiene la muestra de KClO3. Calentar el tubo suavemente al principio y después más fuerte. Anotar en el Cuadro 8. Calcular la presión parcial del oxígeno seco. Medir dicho volumen directamente en la bureta ya que el nivel de agua descenderá. conectar al sistema. . Determinar los valores correspondientes a temperatura de trabajo (en un termómetro) y presión atmosférica (en un barómetro).Agua destilada. Comparar con el valor teórico de 22. 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. Anotar en el Cuadro 8. según las indicaciones del profesor. la diferencia de peso será igual al peso del oxígeno desprendido.3 el dato correspondiente. el volumen molar del oxígeno a condiciones del laboratorio y el volumen molar a TPE( temperatura y presión estándar. Dejar enfriar el tubo con el residuo y luego pesar. Buscar en tablas el valor de la presión del vapor de agua a la temperatura de trabajo.

EXPERIMENTO 2. considerar que la temperatura del laboratorio es equivalente a la temperatura del oxígeno. Pesar un balón (sellado) que contiene oxígeno y anotar en el Cuadro 8.4.2. midiendo la altura y el diámetro del balón. asumir que es correspondiente al volumen del balón.4. Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas . Calcular la presión del oxígeno. Calcular el volumen del Balón. Cuadro 8.4. Calcular la presión que ejerce el oxígeno en un balón comercial. Medir la temperatura y anotar en el Cuadro 8. 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. Calcular el número de moles de oxígeno. Pesar un balón vacío y anotar en el Cuadro 8.4 el volumen ocupado por el oxígeno.

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3584 L 217.0016 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.970 atm 27.1 0.75 . 6820 G 3 Peso del O2 liberado 0. 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. % 24 ºC 1 atm – 760 mmHg 22.3.CUADRO DE DATOS y RESULTADOS CUADRO 8.028861025 L/mol 56 0.5 ml 2.0523 G 4 Moles de O2 liberado 0.7343 G 2 Peso del tubo con residuo después calentamiento 5.

CUESTIONARIO 1. 3. Usando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos. c) Pascales. Es lo que se conoce como presión atmosférica. ¿Qué es la presión atmosférica y en que unidades se mide? 2. 4.  Usar lentes de seguridad como medida de prevención. Aunque el ser humano no lo percibe directamente. Se mide en: Atmosfera (atm) Pascal (pa) Bar (bar) Milibar (mbar) Atmosfera técnica (at) Torr (torr) Libra – fuerza por pulgada cuadrada (psi) . dicho peso ejerce una presión significativa sobre la superficie de la tierra. mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar CO2 y agua. Convertir esta presión a a) atm. La fotosíntesis convierte el CO2 y el agua en carbohidratos y gas oxígeno. escriba las ecuaciones para estos dos procesos. sometidas a la gravedad terrestre. d) PSI RECOMENDACIONES  Tener cuidado al manipular el mechero de bunsen y los distintos químicos. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest de 29 028 pies es de aproximadamente 265 torr. poseen un cierto peso. Describa gráficamente cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas. b) mm Hg. ¿Qué es la presión atmosférica y en que unidades se mide? Las moléculas de gas que componen la atmósfera. ANEXO 1.

715 x 265 = 13704. Convertir esta presión a a) atm : 265 x 760 =201400 b) mmHg: es igual 1 torr es decir 265mmgg c) Pascales: 265 x 7. Manómetro Barómetro 3. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest de 29028 pies es de aproximadamente 265 torr.2. La fotosíntesis convierte el CO2 y el agua en carbohidratos y gas oxígeno. Describa gráficamente cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas. escriba las ecuaciones para estos dos procesos. Usando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos.5006× 10-3 = 3975.318 x 10-3 d) PSI: 51.475 . C6H12O6 -------.ATP) CO2 + H2O ____ C6H12O6 energía de luz solar 4. mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar CO2 y agua.CO2 + H2O + energía (AMP --.ADP --.