Practica De Quimica Aplicada 1

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Química Aplicada

Laboratorio de Química Aplicada

Practica 1 “Leyes de los gases”

Fecha de realización: 14/febrero/2014

Fecha de entrega: 28/marzo/2014

Objetivo

El alumno demostrará con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y la ley combinada del estado gaseoso.

Marco Teórico

GASES

Muchas sustancias familiares para nosotros existen a temperatura y presión normal en forma gaseosa, éstas incluyen muchos elementos (H2, N2, O2, F2, Cl2 y gases nobles) y una gran variedad de compuestos. En condiciones apropiadas las sustancias que ordinariamente son líquidos o sólidos también puede existir estado gaseoso y se conocen como vapores. Por ejemplo, la sustancia H2O es común encontrarla como agua líquida, hielo o vapor de agua. Con frecuencia, una sustancia existe en las tres fases o estados de agregación de la materia al mismo tiempo. Un envase térmico puede contener una mezcla de hielo y agua a 0 (C y tener una cierta presión de vapor de agua en la fase gaseosa sobre el líquido y la fase sólida. En condiciones normales, los tres estados de la materia difieren entre sí.

Los gases se diferencian en forma marcada de los sólidos y los líquidos en varios aspectos. Un gas se expande hasta llenar el recipiente en el cual está contenido. En consecuencia, el volumen de un gas es dado al especificar el volumen del recipiente que lo contiene. El volumen de los sólidos y los líquidos no está determinado por el recipiente. La conclusión acerca de esto es que los gases son altamente compresibles. Cuando se aplica una presión a un gas su volumen se contrae con facilidad. Los líquidos y los sólidos, no son muy compresibles.

LEY DE BOYLE

Esta ley fue formulada por el químico irlandés Robert Boyle (1627-1691) y describe el comportamiento del gas ideal cuando se mantiene su temperatura constante (trasformación isotérmica).

En 1662 reportó los resultados de sus experimentos llegando a la conclusión de que “el volumen de una cantidad fija de un gas a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión del gas”

Se puede verificar experimentalmente que al aumentar la presión, a temperatura constante, el volumen disminuye y cuando disminuye la presión, el volumen aumenta.

LEY DE CHARLES

Jacques Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante, observó que cuando la temperatura aumentaba, el volumen aumentaba, y cuando la temperatura disminuía, se reducía también el volumen.

"A presión constante, el volumen de una muestra de gas, es directamente proporcional a la temperatura".

LEY DE GAY-LUSSAC

Esta ley muestra la clara relación entre la presión y la temperatura con el volumen lleva el nombre de quien la enuncio en el año 1800.La ley expresa que al aumentar la temperatura, las moléculas del gas comienzan a moverse muy rápidamente aumentando su choque contra las paredes del recipiente que lo contiene .Gay-Lussac descubrió que, no importa el momento del proceso el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor, o sea es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

Las temperaturas siempre deben ser expresadas en Kelvin para esta ley .Conclusión: Al aumentar la temperatura aumenta la presión y al disminuir la temperatura disminuye la presión.

LEY COMBINADA DE LOS GASES

A partir de la ley combinada podemos calcular la forma como cambia el volumen o presión o temperatura si se conocen las condiciones iniciales (Pi, Vi, Ti) y se conocen dos de las condiciones finales.

P=Presión(atmósferas)

V=Volumen

n=Número de moles

ν = V/n = Volumen molar, el volumen de un gmol de gas

T = Temperatura (K)

R = constante de los gases (8,314472 J/mol•°K) o (0,0821 atm•L/mol•°K)

Modelo Matemático Ideal - Ley del gas ideal

La ecuación de los gases ideales realiza las siguientes aproximaciones:

1. Considera que las moléculas del gas son puntuales, es decir que no ocupan volumen.

2. Considera despreciables a las fuerzas de atracción-repulsión entre las moléculas.

LA LEY DEL GAS IDEAL

La ley de Avogadro establece que para un gas a temperatura y presión constantes, el

Volumen es directamente proporcional al número de moles del gas. Cuando esta ley se

Combina con el trabajo previo de Boyle y Charles, emerge la ley del gas

Ideal.

PV = nRT

P = presión

V = volumen

N = número de moles

T = temperatura absoluta

R = constante universal de los gases.

Cuando la presión esta expresada en kilo pascales (kPa), la temperatura en Kelvin (K), y el volumen en litros (L), R tiene un valor de 8.31 L *kPa/K* mol. El valor de R cambia si la presión está expresada en otros términos.

Aunque un gas ideal no existe, la mayoría de los gases se comportan como ideales excepto bajo condiciones de muy baja temperatura o de muy alta presión.

Materiales y reactivos

1 Vaso de precipitados

1 Agitador

2 Pesas de Plomo

1 Mechero

1 Anillo

1 Pinza universal

1 Tela de asbesto

1 Una jeringa de plástico graduada de 10mL herméticamente cerrada

1 Termómetro

1 Pinzas para vaso de precipitados

Desarrollo de la Práctica

Primera parte

Armamos la siguiente figura

Presionamos el émbolo ligeramente , como la jeringa esta sellada regreso a un volumen inicial V0 correspondiente a una presión inicial P0

P0= PDF+Pémbolo a temperatura ambiente

D = 1.82 cm; Aemb=π(0.91cm)2

P embolo= ((8g )(981 cm/s2))/(((3.1416)( (1.82 cm)/2)2) = 3016.6 dinas/cm2

PDF= (585mmHg)|(1.013x106 dinas/cm2)/760mmHg┤|= 779743.4 dinas/cm2

P0 = (779743.4 dinas/cm2) + (3016.6 dinas/cm2) = 782760.1 dinas/cm2

V0= 10cm3

Colocamos arriba del émbolo la pesa más pequeña, cuidadosamente presionamos; observamos que émbolo regreso a un volumen V1 y que a este volumen le correspondía una presión P1

P1 = P0 +P Pesa 1

P PESA 1 = (mPesa1) (ac) / AreaEmbolo

PPesa1= (212.7g) (981cm/s2) / (2.6015cm2) = 80207.0728 dinas/cm2

P1 = 782760.1 dinas/cm2 + 80207.0728 dinas/cm2 = 862967.1728 dinas/cm2

V1= 9cm3

Quitamos la pesa pequeña y colocamos la pesa más grande ; y repetimos el paso anterior obteniendo así un V2 al que le corresponde una presión P2

P2 = P0 + P Pesa 2

PPesa2 = (mPesa2) (ac) / Areaembolo

PPesa2 = (397g) (981cm/s2) / (2.6015cm2) = 149704.7857 dinas/cm2

P2 = 782760.1 dinas/cm2 + 149893.3 dinas/cm2 = 932464.8857 dinas/cm2

V2=8cm3

Por ultimo repetimos el paso 3 ahora con las dos pesas al mismo tiempo y obtuvimos un volumen V3 y una presión P3

P3 = P0 + P Pesa 1 y 2

PPesa1y2= (609.7g) (981cm/s2)/( 2.6015cm2)=229911.8586 dinas/cm2

P1y2= 782760.1 dinas/cm2 +229911.8585 dinas/cm2= 1012671.959 dinas/cm2

V3=7.5 cm3

Segunda Parte

Montamos la siguiente figura; presionando ligeramente para que la jeringa tome un volumen inicial V0, correspondiente a una temperatura inicial T0 que es la temperatura ambiente del agua, una presión P0 que permanece constante.

V0 = 10 cm3

T0=273+22°C = 295°K

Calentamos el agua y la agitamos hasta que la temperatura del termómetro marcaba 40 °C, presionamos ligeramente y obtuvimos un volumen V1 y correspondiente a la temperatura T1.

V1 = 10 cm3

T1=273+40°C = 313°K

Continuamos calentando el agua obteniendo los valores del volumen a las temperaturas de 60 °C, 80 °C y a la temperatura de ebullición del agua.

V2 = 11 cm3

T2=273+60°C = 333°K

V3 = 12.5 cm3

T3=273+80°C = 353°K

V4 = 14 cm3

T4=273+92°C = 365°K

Tercera Parte

Utilizando la figura.

Calentamos el agua a 40 °C y colocamos la pesa chica oprimimos ligeramente obteniendo un V1 una T1 y una P1.

V1= 9cm3

T1= 273+40°C = 313°K

P1= 862967.1728 dinas/cm2

Continuamos calentando el agua hasta 60 °C y colocamos la pesa grande obteniendo así un V2, una T2 a una P2

V1= 10cm3

T1= 273+60°C = 333°K

P2= 932464.8857 dinas/cm2

Cuestionario

Llene la tabla de datos y resultados siguientes

Primera parte

P(dinas/cm2) V(cm3) PV(erg)

782760.1 10 7827601

862967.1728 9 7766704.555

932464.8857 8 7459719.086

1012671.959 7.5 7596039.693

Segunda parte

T(°C) T(°K) V(cm3) V/T(cm3/°K)

22 295 10 0.0338

40 313 10 0.0319

60 333 11 0.0330

80 353 12.5 0.0354

92 365 14 0.0383

Tercera Parte

T(°C) T(°K) V(cm3) P(dinas/cm2) PV/T(erg/ °K)

40 313 9 862967.1728 30012079.01

60 333 10 932464.8857 31051080.69

Con los datos obtenido de la primera y la segunda parte, construya las gráficas de V-P y T-V indicando e nombre de cada una de ellas.

De la primera parte analizando la gráfica, si el gas se expande, su presión tendrá que: Disminuir

De la segunda parte analizando la gráfica, para que un gas se expanda , su temperatura tendrá que: Aumentar

Analizando las tablas de resultados, los valores de PV, V/T y PV/T, ¿Por qué no son constantes?

Los valores varían dependiendo la presión y el volumen.

Conclusiones

En el proceso de realización de la practica comprobamos las leyes de los gases de Boyle, Gay-Lussac y la ley combinada, pues como explican las leyes, a mayor volumen-menor presión pero si aumenta la temperatura el gas presenta mayor volumen, pusimos en práctica lo ya expuesto por estos científicos, gracias a los sencillos métodos de la práctica no hubo dificultades, y pude observar el cambio de volumen de temperatura y presión en los gases. Considero que me sirvió para notar los cambios y poder constatarlos con las fórmulas que utilice.

Bibliografía

“Química General”

Umland y Bellama,

1ª. Edición Edit. International Thomson 2000

“Química General”

Whitten, Davis y Peck

5ª Edition Edit. Mc Graw- Hill

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