Leyes de los gases practica 1 esime zacatenco.

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También puede representarse de la siguiente forma: deberá cumplirse la relación:

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Además se obtiene despejada que:

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Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos. Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases. Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac, reciben la denominación de gases ideales.

Ésta se aplica sólo a una masa fija de gas a una temperatura constante. Posteriores experimentos de charles demostraron que la constante C es una función de la temperatura. Esta es una formulación aproximada a la ley de Charles.

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LEY DE CHARLES Y DE GAY-LUSSAC

La ley de Boyle depende de que la cantidad de gas y la temperatura del sistema permanezcan constantes, pero supongamos que la temperatura cambia, ¿Cómo afecta un cambio de temperatura al volumen y a la presión del gas?, Primero observemos el efecto de la temperatura sobre el volumen. Los primeros investigadores de esta relación fueron los físicos franceses Jacques Alexander Charles y Joseph Louis Gay-Lussac. Sus estudios demostraron que, a presión constante el volumen de una muestra de gas se dilata cuando se calienta y se contrae cuando se enfría. Las relaciones cuantitativas comprendidas en los cambios de temperatura y volumen de los gases demuestran ser notablemente consistentes. Por ejemplo, cuando estudiamos la relación temperatura-volumen observamos un fenómeno interesante. A cualquier presión dada, la gráfica del volumen contra la temperatura produce una línea recta. Si se extiende la línea hasta el volumen cero encontramos que la intersección con el eje de la temperatura de -273.15° C. A cualquier otra presión, se obtiene una línea recta diferente de la gráfica volumen-temperatura, pero obtenemos la misma intersección de la temperatura de -273.15°C al volumen cero. En la práctica solo podemos medir el volumen de un gas dentro de una gama limitada de temperaturas, porque todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formas líquidos.

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 gas, el volumen disminuía.

Esto ocurre porque 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 a presión constante, el cociente entre el volumen y la temperatura de una cantidad fija de gas, es igual a una constante. Y podemos expresarlo de la siguiente manera: V/T = K

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 sometido a una presión P1 (representada por la pesa) al comienzo del experimento. Si a presión constante, aumentamos la temperatura del gas hasta un nuevo valor T2, entonces el volumen se incrementará hasta V2, y se cumplirá:

V1/T1 =V2/T2, que es otra manera de expresar esta ley.

Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece que la presión de un volumen fijo de gas, es directamente proporcional a su temperatura. Esto ocurre debido a que al aumentar la temperatura, las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: P/T = K

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si aumentamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión se incrementará a P2, y se cumplirá: P1 /T1 = P2/T2, que es otra manera de expresar esta ley.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta expresada en Kelvin. En 1809 formuló la ley de los gases que sigue asociada a su nombre. La ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación afirma que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (tanto de reactivos como de productos) están en la proporción de números enteros pequeños.

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LEY COMBINADA

Las dos primeras leyes pueden utilizarse, como se ya se indicó, para averiguar el nuevo volumen que adquiere un gas cuando se modifica su temperatura y su presión, pero no cuando ambas variables lo hacen de manera simultánea. Sin embargo, en la práctica, lo más frecuente es que así suceda.

La ley combinada de los gases es una suma de las leyes de Boyle y de Charles, incluso la ley de Gay Lussac. Al final, resulta la ecuación general: P1V1/T1=P2V2/T2. El volumen ocupado por la unidad de masa de un gas ideal, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión que se recibe. Donde: PV =nRT ó P1V1/T1=P2V2/T2.

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3. MATERIAL Y REACTIVOS

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4. DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Procedimiento:

Primera parte:

1.- Monte la jeringa como se indica en la figura 1

2.- Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial V0 corresponde a una presión inicial P0

P0 = PDF +