LEY DE LOS GASES.

Universidad de Cuenca
Facultad de Ciencias Químicas
Carrera de Bioquímica y Farmacia
Práctica n° 6
Integrantes: Docente:
Emilio Pacheco Dr. Sonia Goercke Torres
Robinson Ávila Fecha de entrega:
Ana García Martes, 10 de diciembre 2019
Santiago Criollo Asignatura:
Química general
  1. Tema            
Leyes de los gases
  1. Objetivo
Demostrar las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley Combinada del estado gaseoso mediante datos obtenidos en el laboratorio.
  1. Materiales, reactivos y equipos
        3.1 Materiales
  • Jeringa
  • Erlenmeyer
  • Tubo de vidrio delgado
  • Manguera
  • Regla
  • Marcador punta fina
            3.2 Reactivos
  • Azul de metileno
  • Agua 
3.3 Equipos
  •   Equipos de protección personal 





  1. Fundamento
Los distintos elementos tienen la capacidad de cambiar de estado físico, entre los estados más comunes tenemos el líquido, sólido y gaseoso, aunque también tenemos 2 estados adicionales, el condensado Bose-Einstein que se alcanza en el 0 kelvin y el plasma, que lo podemos encontrar en el sol, pero en el sol además de haber plasma también tenemos gas, el gas es un estado de la materia caracterizado por no tener volumen  ni forma definida, un gas molecularmente hablando no tiene atracción, es decir que las moléculas que componen un gas no se van a atraer las unas con las otras, además se mueven a gran velocidad y se dispersa con mucha facilidad (EcuRed, s.f.).

Algunas características importantes de los gases son: la expansibilidad, capacidad de difusión, baja densidad y altas presiones. Los gases, debido a su expansibilidad, no tienen forma ni volumen definido y llenan completamente el recipiente que los contiene. Un aumento de temperatura aumenta la energía cinética de las partículas y favorece una mayor separación entre ellas provocando una expansión cuando la presión se mantiene constante. Las partículas gaseosas se caracterizan por su gran tendencia a moverse de una zona de mayor densidad a otra de menor densidad, conocida como fuerza de difusión (Universidad Nacional Autónoma de México, 2013).

La densidad de los gases es más baja que la de los líquidos y sólidos ya que sus partículas están más separadas y ocupan un mayor volumen disminuyendo la densidad. La presión de un gas es la fuerza que las moléculas ejercen sobre las paredes del recipiente que lo contiene dividida por su área superficial. Se entiende que el estado de una cantidad de gas se determina por las variables presión, volumen y temperatura (Universidad Nacional Autónoma de México, 2013). 

Se han deducido experimentalmente tres leyes que cumplen aproximadamente todos los gases; Ley de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En este caso se hablará sobre la ley de Boyle y para comprenderla es necesario saber tres conceptos (Fuentes M, s.f).
Presión: Mide la fuerza en dirección perpendicular por unidad de superficie.
Volumen: Es una magnitud derivada de la longitud ya que se halla multiplicando la longitud, ancho y altura. 
Temperatura: Magnitud que nos permite conocer cuánto frío o calor presenta un cuerpo.  
A través de esto la ley de Boyle establece que, a temperatura constante, la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente. Por tanto, 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 (Fuentes M, s.f).
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 (Contreras, 2015).
  1. Procedimiento
5.1) Primero agregamos la cantidad exacta de agua al erlenmeyer, más o menos hasta que pase un centímetro del tubo capilar en la parte inferior. Añadimos un par de gotas de azul de metileno para que podamos visualizar más fácil la columna del líquido.
5.2) Con la jeringa empezamos a insertar aire cada 1 mL, y con el marcador punta fina marcamos el tope de la columna de líquido en el capilar.
5.3) Obtenemos un mínimo de 10 lecturas para utilizar esos datos en las fórmulas que nos da el libro de prácticas.
5.4) Para finalizar, medimos la distancia entre el marcas en el capilar para estimar la altura de la columna cada vez que se disminuyó el volumen en la jeringa.
5.5) Estas son las ecuaciones a utilizarse en el procedimiento:
  • Va= Ve + Vj - Vl - Vc
  • Pa= Patm + hc (mm)/ 13.6
donde:  Ve es el volumen del erlenmeyer (mL)
Vj es la lectura de volumen en la jeringa (mL)
Vl es el volumen de agua (mL)
Vc es el volumen del capilar (mL)
  1. Datos y resultados
  • Temperatura: 20 °C
  • Presión atmosférica:  685.1 atm 
  • Volumen del erlenmeyer (Ve): 610 mL
  • Volumen del Agua (Vl): 490 mL
  • Volumen del capilar dentro del erlenmeyer (Vc): 2.45 mL
Datos y resultados de la Ley de Boyle
Volumen en la jeringa (Vj), mL
Volumen del aire, (Va), mL
Altura de la columna (hc)
1/Va, 1/mL
Presión del aire (Pa), mmHg
1 mL
118.55 mL
1.85 mm
0.00843 mL-1
698.7 mmHg
2 mL
119.55 mL
2.2 mm
0.00836 mL-1
701.27 mmHg
3 mL
120.55 mL
2.55 mm
0.00829 mL-1
703.5 mmHg
4 mL
121.55 mL
2.9 mm
0.00822 mL-1
706.42 mmHg
5 mL
122.55 mL
3.25 mm
0.00815 mL-1
709 mmHg
6 mL
123.55 mL
3.6 mm
0.00809 mL-1
711.6 mmHg
7 mL
124.55 mL
3.95 mm
0.00802 mL-1
714.14 mmHg
8 mL
125.55 mL
4.3 mm
0.00796 mL-1
716.71 mmHg
9 mL
126.55 mL
4.65 mm
0.00790 mL-1
719.3 mmHg
10 mL
127.55 mL
5.0 mm
0.0078 mL-1
721.86 mmHg
  1. Discusión y análisis de resultados
  • Calcular Va y Pa aplicando las ecuaciones Va= Ve + Vj - Vl - Vc y Pa= Patm + hc (mm)/ 13.6. Construir un gráfico de Pa vs 1/Va en papel milimetrado. ¿Qué puede concluirse de la gráfica?
                                     
De la grafica podemos concluir que la presión  es inversamente proporcional al volumen.
  • Tomar los valores experimentales de Pa y 1/Va y determinar el valor de k en la ecuación             P= K(1/V), utilizando el método de los mínimos cuadrados.


Por medio de esta tabla se pudo saber que el valor de la k va a ser siempre el mismo porque al       redondear todos los valores de k seran igual a 6.
  • Demostrar que, para todos los datos, PV= k según la ley de Boyle.( Tomar un promedio de los valores PV y compararlos con k).
                                                            k= PV
Pa
V
PV
698.7 mmHg
118.55 mL
82830.885 mmHg * mL
701.27 mmHg
119.55 mL
83829.655 mmHg * mL
703.5 mmHg
120.55 mL
84806.925 mmHg * mL
706.42 mmHg
121.55 mL
85865.351 mmHg * mL
709 mmHg
122.55 mL
86887.95 mmHg * mL
711.6 mmHg
123.55 mL
87918.18 mmHg * mL
714.14 mmHg
124.55 mL
88946.137 mmHg * mL
716.71 mmHg
125.55 mL
89982.940 mmHg * mL
719.3 mmHg
126.55 mL
91027.415 mmHg * mL
721.86 mmHg
127.55 mL
92073.243 mmHg * mL

Promedio PV
87416.868 mmHg * mL


  • Calcular la cantidad química de aire y demostrar que no varía durante el experimento.
Volumen en la jeringa
(Vj), mL
Volumen del aire
(Va), mL
1 mL
118.55 mL
2 mL
119.55 mL
3 mL
120.55 mL
4 mL
121.55 mL
5 mL
122.55 mL
6 mL
123.55 mL
7 mL
124.55 mL
8 mL
125.55 mL
9 mL
126.55 mL
10 mL
127.55 mL




  • Conocido el valor de k, encontrar los valores de P de la ecuación PV= k para los siguientes valores de V= 10, 20, 50, 70, 100, 120, 140, 160, 180 y 200 mL. Obtener un gráfico en papel milimetrado de P vs V, ¿Qué se puede concluir?
         
             
 Podemos concluir que la presión en relación a el volumen va a decaer cuando el volumen aumente, mientras más volumen menos presión, y viceversa.
  • ¿Debería añadirse el volumen de la manguera como un sumando adicional en la ecuación 13.3?
No, porque el volumen de la manguera no influye nada en la ecuación para la obtención del volumen del aire.
          
  • Teniendo en cuenta que se ha usado una mezcla de gases (aire) y no un gas puro, ¿era de esperarse que esta mezcla obedeciera la ley de Boyle? Explique.
Si cumple la ley de boyle, ya que en el experimento no se altera la temperatura ni la cantidad de  agua que está contenido en el vaso erlenmeyer. en la ley se establece que el volumen es inversamente proporcional a la presión ejercida sobre el gas en este caso era aire.
  1. Conclusión
Por lo tanto, por medio de esta práctica que se basó principalmente en las leyes de los gases, pero específicamente la Ley de Boyle. Esta ley se basa que el valor de la presión es inversamente proporcional al volumen y que el valor de la temperatura es constante. Finalmente, en esta práctica se logró observar la ley de boyle por medio del uso de una jeringa  y un erlenmeyer que contenía agua con azul de metileno para poder comprender esta ley por medio de un experimento en el laboratorio.
  1. Recomendaciones
  • Usar una cantidad adecuada de azul de metileno para poder observar el nivel del agua en el tubo capilar.
  • Introducir de manera correcta la jeringa para evitar que salga el aire del erlenmeyer.
  • Observar y marcar con detenimiento el nivel de agua  en el tubo capilar cada vez que se introducía aire en el erlenmeyer para que no haya alteraciones en los datos.
  • Procurar que al marcar el nivel del agua en el tubo, los valores sean crecientes y constantes con su crecimiento.
  1. Referencias

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