Gases

GASES
LABORATORIO QUÍMICA GENERAL I

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO
FACULTAD DE INGENERIA QUIMICA

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO
FACULTAD DE INGENERIA QUIMICA
Escuela Profesional De Ingeniería Química

ASIGNATURA: LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL I
REPORTE DE LABORATORIO

90G
TEMA: GASES
PRESENTADO POR:
CALLA ACERO , KARELY ANABEL

1316120324

ESPINOZA CHIRIBOGA , JEAN PIERRE

1326110058

MONTES VILLANUEVA , MIGUEL OMAR

1326120118

PRINCIPE CAMPOS , JUAN JOSÉ

1326120359

PROFESOR : Ing. PORTALES TARRILLO , RONALD
CICLO : 2015 V

BELLAVISTA,18 DE FEBRERO DEL 2015

LABORATORIO N ° 05 : GASES

GASES
I.

INTRODUCCION:

En la experimentación siguiente se podrá analizar y determinar el volumen molar
de un gas que es el ocupado por un mol de un gas ideal bajo condiciones normales
de presión (1 atm) y temperatura (273,15 K). Este podrá ser hallado por la
descomposición térmica del clorato de potasio (KCLO3) usando como catalizador
el óxido de manganeso (MnO2), en el cual se desprenderá cierta cantidad de
oxigeno como se indica en la siguiente reacción:

𝑲𝑪𝒍𝑶𝟑 (𝑺)

𝑴𝒏𝑶𝟐(𝑺)
− − − − −→

𝑲𝑪𝒍(𝑺) + 𝑶𝟐(𝒈)

Será necesario hallar el volumen del gas el cual se conocerá a través del
desplazamiento de agua que será ocupado por el gas. Obteniendo ya todos los
resultados se podrá calcular el volumen del gas bajo condiciones del laboratorio y
de esta forma poder asemejar bajo las condiciones normales de temperatura y
presión.
Con todo esto habrá un amplio y mejor conocimiento sobre cada una de las
propiedades que presentan los gases y la influencia de factores como la presión,
temperatura, volumen y numero de moles en el comportamiento de un gas, los
cuales están establecidos por leyes empíricas, tales como Ley de Boyle, Ley de
Charles, Ley de Gay- Lussac y Ley de Avogadro.

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LABORATORIO N ° 05 : GASES

II.

OBJETIVOS:
Determinar el número de moles de un gas ideal.
Determinar el volumen molar a condiciones normales de un gas
Estudiar el comportamiento de los gases a diferentes condiciones de presión,
temperatura y volumen.
Estudiar y experimentar algunas propiedades y leyes fundamentales que
explican el comportamiento de los gases ideales.
Verificar y contrastar las leyes de Boyle y de Charles

III.

MARCO TEORICO

3.1.¿QUÉ ES UN GAS?
Es el estado de la materia que adopta la forma y el volumen del recipiente que lo
contiene. Desde un punto de vista molecular es un conjunto de partículas con un
movimiento caótico y al azar.
Propiedades de los gases:
 Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene.
 Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las
moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen.
 Se difunden fácilmente. Al no existir una fuerza de atracción intermolecular
entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.
 Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente
proporcional a la temperatura aplicada.
Variables que afectan el comportamiento de los gases:





PRESIÓN: Es la fuerza ejercida por la unidad de área.
TEMPERATURA: Es una medida de la intensidad del calor.
VOLUMEN: Es el espacio ocupado por un cuerpo.
DENSIDAD: Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos
de un gas y su volumen molar en litros.
 GAS IDEAL: Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas
puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre si se les llama
gases ideales.

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3.2.LEYES DE LOS GASES IDEALES
3.2.1. PRESIÓN
 Presión atmosférica (Barómetro)
P = d·g·h

Donde:
d = densidad
g = aceleración de gravedad
h = altura 1 atm = 760 mmHg
⇒Presión atmosférica a nivel del mar
1 Torr = 1 mmHg
S.I.:
Pa = N/m2 <> 1/133.322 Torr
 Presión de un gas (Manómetro)

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LABORATORIO N ° 05 : GASES

3.2.2. RELACIÓN p-V. LEY DE BOYLE
El que los gases son compresibles es un hecho
familiar. Cuando se aumenta la presión sobre una
cantidad determinada de un gas, como sucede en una
bomba neumática, el volumen del gas disminuye:
cuanto mayor es la presión menor se hace el
volumen. En 1.660, el químico inglés Robert Boyle
estudió los efectos de la presión sobre el volumen de
aire y observó que cuando duplicaba la presión el
volumen de aire se reducía a la mitad; si la presión
se multiplica por cuatro el volumen se reduce a la
cuarta parte de su valor original, etc (como se
observa en la gráfica que es una hipérbola). Esta
relación ha resultado ser válida para cualquier gas.
P ∝ 1/V (T y n constantes)
P·V = cte

⇒ P1·V1 = P2·V2 = P3·V3 = ····

3.2.3. RELACIÓN T-V. LEY DE CHARLES
Unos cien años después del trabajo de Boyle,
Charles y Gay-Lussac investigaban la dilatación
del aire y otros gases, es decir, el efecto que
produce el cambio de la temperatura en el volumen
de una cantidad dada de aire manteniendo la
presión constante. Encontraron que el gas se
expandía al calentarse de forma uniforme; así, por
cada grado de aumento de la temperatura, el
aumento de volumen del gas es de 1/273 veces su
volumen a 0 ºC. Por tanto, tal y como muestra la
figura (a), el volumen de un gas es una función
lineal de su temperatura Celsius ( la gráfica V- t es
una recta). El volumen del gas se va contrayendo a
medida que la temperatura desciende pero si ésta es lo suficientemente baja, el gas
licúa (la recta se corta). Si prolongamos la recta obtenemos por extrapolación que la
temperatura a la que el volumen de cualquier gas debería ser nulo es –273 ºC.
V ∝ T ó V1/T1=V2/T2=cte (P y n constantes)

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Donde:
V=volumen
t=temperatura en Celsius
a=pendiente de la recta
T = (273.15 + t) es la Temperatura absoluta (K)

3.2.4. LEY COMBINADA DE LOS GASES
Ley de Boyle⇒ V ∝ 1/P
V ∝ T/P (n constante)
Ley de Charles ⇒ V ∝ T
3.2.5. LEY DE AVOGADRO

P1V1/T1 = P2V2/T2 = cte
V = a(t + 273)

V ∝ n (T y P constantes)

P·V = cte

Volumen molar ⇒Vm = V/n
En condiciones normales (0ºC y 1 atm) ⇒ v ≈ 22.4 L

3.2.6. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS G.I.
Ley de Boyle⇒ V ∝ 1/P
Ley de Charles ⇒ V ∝ T
P. de Avogadro ⇒ V ∝ n
Donde R = constante de los gases

3.2.7. MEZCLAS DE GASES IDEALES

V ∝n = T/P
V = R·(n·T/P)
V = a(t +
273)
P·V = cte

Presión parcial
Ley de Dalton
“La presión total de una mezcla de gases contenida en un volumen V, es la suma de las
presiones (presión parcial) que cada gas ejercería si ocupara él sólo todo el volumen”

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Gases recogidos en agua

3. EFUSIÓN Y DIFUSIÓN
a) Efusión

b) Difusión
Ley de Graham
“La

velocidad

de

difusión de un gas a
través

de

otro

es

inversamente
proporcional a la raíz
cuadrada

de

la

densidad del gas”

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4. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR.
En 1.857, el físico alemán R. Clausius desarrolló un modelo que pretendía explicar
la naturaleza de la materia y reproducir su comportamiento. Se conoce como
teoría cinética molecular o teoría cinética, y fue desarrollada inicialmente para los
gases. Puede resumirse en las siguientes premisas:
- Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas) que se encuentran
a grandes distancias en comparación con su tamaño, por lo que el volumen
realmente ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total, es
decir, la mayor parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío.
- Las moléculas están en un continuo movimiento aleatorio. Se desplazan en línea
recta chocando entre sí y contra las paredes del recipiente. Estos choques son
elásticos, es decir, en el choque una molécula puede ganar energía y la otra
perderla, pero la energía total permanece constante. - Las fuerzas atractivas de
cohesión entre las moléculas, o fuerzas intermoleculares, son muy débiles o nulas.

4.1. TEMPERATURA.

P = F/A
m = masa de partículas sobre paredes, debida a impactos
F = ∆(m·c)/∆t = = [∆(m·c)/impacto]x(impacto/∆t)
F = (2m·c) x (N·A·c/6)

Explicación de
resultados
experimentales Ley
de Boyle Ley de
Charles Ley de
Graham

P·V = 2/3 ·N·(m·<v>/2) = n·R·T
<Ec>= 3/2·κ·T (κ = cte de Boltzmann)

N = nº de partículas
V = volumen de recipiente

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IV.

MATERIALES

a) Materiales

Tubo de ensayo

Matraz Erlenmeyer

Tapón con 2 agujeros

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a) Reactivos

KClO3

MnO2

H2 O

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V.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL , CALCULOS Y RESULTADOS
1) Armamos en un equipo al igual que el grafico

2) Calculamos el número de moles de O2 con el peso de KClO3

𝑲𝑪𝒍𝑶𝟑 (𝑺)



𝑴𝒏𝑶𝟐(𝑺)
− − − − −→

𝑲𝑪𝒍(𝑺) + 𝑶𝟐(𝒈)

PESO N° 1 DEL 𝑲𝑪𝑳𝑶𝟑

0,1 g

PESO N° 1 DEL 𝑲𝑪𝑳𝑶𝟑

0,11 g

Caso N° 01 :
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
1,5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
)𝑥 (
)
122,5 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
= 1,346 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2

0,1 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥 (



Caso N° 02 :
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
1,5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
)𝑥 (
)
122,5 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3
= 1,224 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2

0,11 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥 (

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3) Calculamos el volumen molar con la ley de los gases ideales
Constante de los gases ideales = 0,082
𝑎𝑡𝑚 .𝐿

(𝑚𝑜𝑙 .𝐾 )

𝑃𝑉=𝑅𝑇𝑛

Número de moles

Presión a C.N. = 1 atm
Temperatura a C.N. = 298 ° K
Volumen molar

𝑉𝑚 = (

𝑅𝑇𝑛
)
𝑃

𝑉𝑚 = (

𝑅𝑇𝑛
)
𝑃

𝑉𝑚 = 24.4483 𝑛


Caso N° 01

𝑉𝑚 = 24.4483 𝑥 1.346 𝑥 10−3 = 0.032907 𝐿


Caso N° 02

𝑉𝑚 = 24.4483 𝑥 1.224 𝑥 10−3 = 0.029924 𝐿
Rendimiento para el Caso 1

%𝑅 =

𝑅𝑒𝑎𝑙 𝑑𝑒
𝑇𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒

x 100 % =

0.036
0.046

𝑥 100 % = 78.2608 %

Rendimiento para el Caso 2
%𝑅 =

𝑅𝑒𝑎𝑙 𝑑𝑒
𝑇𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑑𝑒

x 100 % =

0.029
0.046

𝑥 100 % = 63.04 %

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4) Luego del armado el equipo se obtienes los siguientes datos

𝑃𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑎 = 𝑃𝑚𝑎𝑛𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 + 𝑃𝑎𝑡𝑚𝑜𝑠𝑓𝑒𝑟𝑖𝑐𝑎
𝑃𝑚𝑎𝑛𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 = 𝛿 𝑥 𝑔 𝑥 ℎ
Datos:
𝑘𝑔
𝑚3
𝑚
𝑔 = 𝑔𝑟𝑎𝑣𝑒𝑑𝑎𝑑 = 9.8 2
𝑠
𝛿 = 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = 1000

ℎ = 𝑎𝑙𝑡𝑢𝑟𝑎 = 21 𝑐𝑚 <> 0,21 𝑚.

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Calculamos la Pmanometrica
𝑃𝑚𝑎𝑛𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 = 1000

𝑘𝑔
𝑚
𝑥
9,8
𝑥 0,21 𝑚
𝑚3
𝑠2

𝑃𝑚𝑎𝑛𝑜𝑚𝑒𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 = 2058 𝑃𝑎
𝑃𝑎𝑖𝑟𝑒 = 101325 𝑃𝑎 + 2058 𝑃𝑎 = 103383 𝑃𝑎

5) Hallando las moles del líquido :
𝑷𝑽 = 𝑹𝑻𝒏
Si
𝑃 = 103383 𝑃𝑎 𝑥 (

1𝑎𝑡𝑚
) = 1,0203 𝑎𝑡𝑚
101325 𝑃𝑎

𝑉 = 0,046 𝐿
𝑅 = 0,082 (

𝑎𝑡𝑚 𝐿
)
𝑚𝑜𝑙 𝐾

𝑇 = 303,15 °𝐾
Entonces
𝑛𝑎𝑖𝑟𝑒 =

1,0203 𝑎𝑡𝑚 𝑥 0.046 𝐿
𝑎𝑡𝑚 𝐿

0.082 (𝑚𝑜𝑙 𝐾) 𝑥 303.15 𝐾

𝑛𝑎𝑖𝑟𝑒 = 0,001845 𝑚𝑜𝑙

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VI.



CONCLUSIONES

El líquido desplazado del matraz fue equivalente en volumen al gas que resulto
de la reacción al calentar el compuesto dado.



Se comprobó lo que decía la ley de Charles y Gay Lussac que el volumen es
directamente proporcional a la temperatura teniendo una presión constante.



Los factores más importantes que influyen en el comportamiento de los gases
son la presión y la temperatura.



La ecuación general de los gases nos ayuda a obtener o hallar datos de los
gases como presión, volumen, moles, temperatura.

VII.


RECOMENDACIONES

No acercar mucho el mechero prendido al tubo de ensayo solo aproximarlo al
fuego.



Verificar que no haya abertura en las conexiones entre los tubos y lamatraz,
habría fuga de gas y no se desplazaría el volumen completo de gas que se forma
en la reacción.



Asegurarse que no haya fuga de gas y si lo hay evitar algún contacto son
dañinos para la salud.



Relacionar y analizar la teoría estudiada con la experimentación hecha para
comprender mejor la reacción sucedida.

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VIII. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

A) Sitios webs:



http://www.biblioises.com.ar/Contenido/500/530/A%2060%20gases%20Cinetic
a%20molecular.pdf



http://ocw.uc3m.es/quimica-fisica/quimica-i/material-de-clase-1/TEMA_2Gases.pdf



http://dued.uap.edu.pe/books/24/240324212/24212-04-642719rqncnzzneo.pdf

B) Libros:


Carlos Alberto SucaApaza y otros. Guía de laboratorio Química General.
Editorial: COPORACION MERU EIRL.



Raymond Chang Química Editorial: McGrawHill

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