PRÁCTICA DE LABORATORIO: Verificación de las Leyes de los Gases

 

 Verificación de las Leyes de los Gases

1. Introducción

Los gases presentan un comportamiento particular porque sus partículas se encuentran muy separadas, se mueven de manera constante y ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Su estudio permite comprender fenómenos cotidianos como el inflado de un globo, la expansión del aire al calentarse y la producción de gas en una reacción química.

Las leyes de los gases permiten relacionar las variables de estado presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia. En esta práctica se verificarán de forma cualitativa y semicuantitativa las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro y la ecuación general de los gases ideales:

Donde P representa la presión, V el volumen, n la cantidad de moles, R la constante universal de los gases y T la temperatura absoluta expresada en kelvin. Para lograrlo se utilizarán materiales sencillos y reactivos disponibles en el laboratorio, principalmente aire, agua, vinagre, carbonato ácido de sodio y agua oxigenada comercial.

2. Objetivo general

Verificar experimentalmente las principales leyes de los gases mediante experiencias sencillas que permitan relacionar presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia.

3. Objetivos específicos

• Identificar las variables de estado que describen el comportamiento de los gases.

• Comprobar la relación inversa entre presión y volumen establecida por la ley de Boyle.

• Observar la relación directa entre temperatura y volumen establecida por la ley de Charles.

• Analizar de forma cualitativa la relación entre temperatura y presión en un sistema cerrado.

• Relacionar la cantidad de gas producido con el volumen ocupado, según la ley de Avogadro.

• Aplicar la ecuación de los gases ideales para interpretar los resultados experimentales.

4. Fundamento teórico

4.1 Estado gaseoso

El estado gaseoso se caracteriza porque las partículas poseen alta energía cinética, se encuentran muy separadas y se desplazan de manera aleatoria. Por esta razón, los gases no tienen forma ni volumen definido y se expanden hasta ocupar todo el recipiente que los contiene.

4.2 Variables de estado

• Presión (P): fuerza que ejercen las partículas del gas al chocar con las paredes del recipiente.

• Volumen (V): espacio ocupado por el gas.

• Temperatura (T): medida de la energía cinética promedio de las partículas; en las leyes de gases debe expresarse en kelvin.

• Cantidad de sustancia (n): número de moles de gas presentes en el sistema.

4.3 Ley de Boyle

A temperatura constante, el volumen de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional a la presión. Si la presión aumenta, el volumen disminuye; si la presión disminuye, el volumen aumenta.

 

4.4 Ley de Charles

A presión constante, el volumen de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Al aumentar la temperatura, aumenta el volumen del gas, siempre que la presión permanezca constante.

 

4.5 Ley de Gay-Lussac

A volumen constante, la presión de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Cuando el gas se calienta dentro de un recipiente cerrado, sus partículas se mueven con mayor energía y ejercen mayor presión.

 

4.6 Ley de Avogadro

A temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de moles. Por eso, cuando una reacción química produce mayor cantidad de gas, se observa un mayor volumen ocupado por ese gas.

 

 

4.7 Ley de los gases ideales

La ecuación PV = nRT integra las variables presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia. Aunque los gases reales pueden desviarse del comportamiento ideal, esta ecuación permite estimar el comportamiento de muchos gases en condiciones moderadas de temperatura y presión. Puede usarse la ecuación combinada de los gases cuando la cantidad de gas permanece constante:

5. Materiales y reactivos

Materiales

• Globos.

• Botellas plásticas pequeñas de 250 a 500 mL.

• Jeringas plásticas sin aguja de 20 a 60 mL.

• Vasos de precipitados o recipientes transparentes.

• Probeta o cilindro graduado.

• Recipiente con agua caliente.

• Recipiente con agua fría o hielo.

• Termómetro.

• Cronómetro.

• Regla o cinta métrica flexible.

• Balanza.

• Cucharillas o espátulas.

• Tapones de goma o cinta para sellar.

• Pinzas.

• Bata de laboratorio.

• Gafas de seguridad.

• Guantes.

Reactivos disponibles que se utilizarán

• Aire.

• Agua.

• Hielo.

• Vinagre de manzana o vinagre comercial.

• Carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio.

• Agua oxigenada comercial.

• Levadura.

• Solución salina o agua, si se requiere para controlar temperatura.

Nota de seguridad: aunque en el inventario existen reactivos como benceno, mercurio, compuestos de plomo, ácido clorhídrico, ácido crómico y otros materiales peligrosos, estos no se utilizarán en esta práctica porque no son necesarios para verificar las leyes de los gases y representan riesgos adicionales para los estudiantes.

6. Procedimiento experimental

Parte A: Verificación de la ley de Boyle. Relación entre presión y volumen

1. Tome una jeringa plástica sin aguja y hale el émbolo hasta marcar un volumen de 20 mL de aire.

2. Tape firmemente la salida de la jeringa con un dedo o tapón de goma.

3. Empuje lentamente el émbolo hasta 15 mL y luego hasta 10 mL, sin destapar la salida.

4. Observe la resistencia que ofrece el aire al disminuir el volumen.

5. Suelte con cuidado el émbolo y observe si tiende a regresar a una posición de mayor volumen.

6. Registre el volumen inicial, el volumen final y las observaciones sobre la presión percibida.

Parte B: Verificación de la ley de Charles. Relación entre temperatura y volumen

1. Coloque un globo en la boca de una botella plástica vacía y asegúrese de que quede bien ajustado.

2. Introduzca la botella en un recipiente con agua caliente durante 3 minutos. No use llama directa.

3. Mida la temperatura del agua caliente y observe los cambios en el globo.

4. Retire la botella con cuidado y colóquela en un recipiente con agua fría o hielo durante 3 minutos.

5. Mida la temperatura del agua fría y observe nuevamente el comportamiento del globo.

6. Registre el cambio observado en el volumen del globo y relaciónelo con la temperatura.

Parte C: Relación entre cantidad de gas y volumen. Ley de Avogadro

Este ensayo se realizará con dos cantidades diferentes de carbonato ácido de sodio para comparar el volumen de gas producido.

1. Rotule dos botellas como Ensayo 1 y Ensayo 2.

2. Agregue 20 mL de vinagre a cada botella.

3. Coloque 1 g de carbonato ácido de sodio (NaHCO₃) dentro de un globo para el Ensayo 1 y 2 g en otro globo para el Ensayo 2.

4. Coloque cada globo en la boca de su botella sin dejar caer todavía el sólido.

5. Levante el globo para que el carbonato ácido de sodio entre en contacto con el vinagre.

6. Observe la formación de dióxido de carbono y el inflado del globo.

7. Mida con una cinta la circunferencia aproximada de cada globo y compare cuál produjo mayor volumen de gas.

Parte D: Influencia de la temperatura sobre la presión. Ley de Gay-Lussac

1. Coloque una pequeña cantidad de aire dentro de una botella plástica y ciérrela firmemente con su tapa.

2. Presione suavemente la botella para percibir su firmeza inicial, sin deformarla excesivamente.

3. Introduzca la botella cerrada en agua fría durante 3 minutos y observe si cambia su firmeza.

4. Luego coloque la botella cerrada en agua tibia o caliente durante 3 minutos.

5. Presione nuevamente con suavidad y compare la firmeza de la botella respecto a la observación inicial.

6. Explique el cambio observado considerando la relación entre temperatura y presión en un sistema cerrado.

Parte E: Producción de oxígeno por descomposición del agua oxigenada

1. Coloque 20 mL de agua oxigenada comercial en una botella pequeña.

2. Agregue una pequeña cantidad de levadura dentro de un globo seco.

3. Ajuste el globo a la boca de la botella sin dejar caer todavía la levadura.

4. Levante el globo para que la levadura entre en contacto con el agua oxigenada.

5. Observe la liberación de gas y el inflado del globo.

6. Compare este resultado con el gas producido por la reacción entre vinagre y carbonato ácido de sodio.

7. Registro de datos

Experimento	Sistema evaluado		Variable modificada	Observaciones	Ley relacionada
A		Aire dentro de la jeringa	Volumen / presión		Boyle
B		Botella con globo en agua caliente	Temperatura		Charles
B		Botella con globo en agua fría	Temperatura		Charles
C		Vinagre + carbonato ácido de sodio	Cantidad de gas		Avogadro
D		Botella cerrada en agua fría y caliente	Temperatura / presión		Gay-Lussac
E		Agua oxigenada + levadura	Cantidad de gas producido		Gases ideales

Tabla complementaria para la Parte C

Ensayo	Masa de carbonato ácido de sodio (g)	Volumen de vinagre (mL)	Circunferencia del globo (cm)	Volumen aproximado del gas	Observaciones
1	1	20
2	2	20

8. Resultados y análisis

El estudiante deberá presentar un análisis escrito de los resultados considerando los siguientes aspectos:

• Describir los cambios observados en cada parte del procedimiento.

• Explicar por qué el aire dentro de la jeringa ofrece mayor resistencia cuando disminuye el volumen.

• Relacionar el cambio de tamaño del globo con el aumento o disminución de la temperatura.

• Comparar el volumen de gas producido en los ensayos con diferente masa de carbonato ácido de sodio.

• Identificar el gas producido en la reacción entre vinagre y carbonato ácido de sodio.

• Identificar el gas producido durante la descomposición del agua oxigenada en presencia de levadura.

• Relacionar las observaciones con la ecuación PV = nRT.

• Indicar posibles fuentes de error, como fugas de gas, mediciones imprecisas o variaciones de temperatura.

Cálculo sugerido para la Parte C: si se mide la circunferencia del globo, puede estimarse el radio mediante r = C/2π y luego calcular el volumen aproximado con V = 4/3πr³. Este cálculo es aproximado, porque el globo no siempre adopta una forma esférica perfecta.

9. Conclusiones

Redacte conclusiones breves y coherentes sobre:

• La importancia de la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de sustancia en el comportamiento de los gases.

• La verificación de la ley de Boyle mediante el uso de la jeringa.

• La verificación de la ley de Charles mediante el cambio de temperatura en la botella con globo.

• La relación entre temperatura y presión observada en el sistema cerrado.

• La relación entre cantidad de gas producido y volumen ocupado por el gas.

• La utilidad de la ley de los gases ideales para explicar fenómenos de la vida cotidiana y del laboratorio.

10. Cuestionario

1. ¿Qué establece la ley de los gases ideales?

2. ¿Qué significa cada variable en la ecuación PV = nRT?

3. ¿Por qué debe expresarse la temperatura en kelvin cuando se aplican las leyes de los gases?

4. ¿Qué ocurre con el volumen de un gas cuando aumenta la presión a temperatura constante?

5. ¿Qué ley se comprueba con el experimento de la jeringa?

6. ¿Qué ocurre con el volumen de un gas cuando aumenta la temperatura a presión constante?

7. ¿Qué ley se relaciona con la botella y el globo expuestos a agua caliente y agua fría?

8. ¿Por qué se infla el globo cuando se mezcla vinagre con carbonato ácido de sodio?

9. ¿Qué gas se produce en la reacción entre vinagre y carbonato ácido de sodio?

10. ¿Qué gas se produce cuando el agua oxigenada se descompone en presencia de levadura?

11. Explique por qué una mayor cantidad de gas produce un mayor volumen en el globo.

12. Mencione dos situaciones cotidianas donde se observe el comportamiento de los gases.

11. Normas de seguridad

• Utilizar bata, guantes y gafas de seguridad durante toda la práctica.

• Manipular el agua caliente con precaución para evitar quemaduras.

• No calentar botellas, globos ni jeringas con llama directa.

• No apuntar globos, botellas o jeringas hacia el rostro.

• No ingerir vinagre, carbonato ácido de sodio, agua oxigenada ni ningún reactivo de laboratorio.

• Evitar el contacto del agua oxigenada con los ojos y la piel.

• No utilizar benceno, mercurio, sales de plomo, ácido crómico ni reactivos corrosivos para esta experiencia.

• Trabajar en un área limpia, ventilada y ordenada.

• Desechar las mezclas de vinagre, carbonato ácido de sodio, levadura y agua oxigenada diluida en el recipiente indicado por el docente.

• Lavar las manos al finalizar la práctica.

12. Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2018). Química: La ciencia central (13.ª ed.). Pearson.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). Química general: Principios y aplicaciones modernas (11.ª ed.). Pearson.

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.