Práctica 1 Estado gaseoso

“AÑO DE LA UNIDAD, LA PAZ Y EL DESARROLLO”

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN AGUSTÍN DE AREQUIPA

IMFORME 1:

ESTADO GASEOSO

DE:

BERRIOS VALENCIA OMAR PAOLO

ESCUELA:

INGENIERÍA GEOLÓGICA

CURSO:

FISICOQUIMICA

DOCENTE:

VIZCARRA VELAZCO CARLA JENNIFER

2023   AREQUIPA_PERÚ

PRACTICA 1
ESTADO GASEOSO

OBJETIVOS:

• Comprender y aplicar los principios y leyes que rigen el comportamiento de los gases ideales.
• Verificar empíricamente la validez de la ley que rige el comportamiento de los gases ideales.

FUNDAMENTO TEORICO 

El estado gaseoso es uno de los estados de la materia, junto con el sólido y el líquido. Se caracteriza por tener partículas (átomos o moléculas) que están separadas por distancias mucho mayores que sus dimensiones individuales y que se mueven libremente en todas direcciones. A nivel teórico, el estado gaseoso se describe mediante varios conceptos y leyes fundamentales en la fisicoquímica. Aquí están las definiciones y las leyes más importantes relacionadas con el estado gaseoso:

1. Definición de Gas Ideal:

La ecuación del gas ideal, PV = nRT, es el pilar fundamental en fisicoquímica para describir el comportamiento de los gases. Esta ecuación relaciona la presión (P), el volumen (V), la cantidad de sustancia (n) y la temperatura (T) de un gas. La fórmula muestra cómo estos cuatro parámetros están interconectados y cómo varían en función de las condiciones del gas.

1. Ley de Boyle-Mariotte (Ley de Boyle):

La Ley de Boyle se expresa como P₁V₁ = P₂V₂. Aquí, la fórmula demuestra que, si mantenemos la temperatura constante (T₁ = T₂), la presión inicial (P₁) y el volumen inicial (V₁) de un gas son inversamente proporcionales a la presión final (P₂) y el volumen final (V₂). Esto significa que si disminuimos el volumen, la presión aumentará y viceversa.

1. Ley de Charles:

La Ley de Charles se representa como V₁ / T₁ = V₂ / T₂. Esta fórmula destaca que, si mantenemos la presión constante (P₁ = P₂), el volumen inicial (V₁) dividido por la temperatura inicial (T₁) es igual al volumen final (V₂) dividido por la temperatura final (T₂). Aquí, se observa que un aumento en la temperatura resultará en un aumento en el volumen y viceversa, siempre y cuando la presión se mantenga constante.

1. Ley de Gay-Lussac:

La Ley de Gay-Lussac se expresa como P₁ / T₁ = P₂ / T₂. Esta fórmula demuestra que, a volumen constante (V₁ = V₂), la relación entre la presión y la temperatura es directamente proporcional. Si la temperatura aumenta, la presión también aumentará y viceversa.

1. Ley de Difusión de Graham:

La Ley de Difusión de Graham se representa como (R₁ / R₂) = √(M₂ / M₁), donde R representa la tasa de difusión y M la masa molar de los gases. Esta fórmula muestra que la tasa de difusión de dos gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus masas molares. En otras palabras, los gases más ligeros se difunden más rápidamente que los más pesados debido a esta relación.

Estas leyes y conceptos son fundamentales para comprender el comportamiento de los gases en diferentes condiciones de presión, volumen y temperatura. El modelo del gas ideal es una aproximación útil en muchas situaciones, aunque en condiciones extremas, como a altas presiones o bajas temperaturas, los gases reales pueden desviarse significativamente del comportamiento ideal debido a las interacciones intermoleculares.

PARTE EXPERIMENTAL

1. MATERIALES Y REACTIVOS

• Aparato hecho de jeringa y un manómetro.
• Vaso precipitado.
• Termómetro.
• Corcho de hule.
• Jeringa.
• Cocinilla eléctrica.
• Malla asbesto.
• Agua.
• Táper.
• Matraz.
• Tubo de vidrio de 40cm de largo.
• 2 vidrios de reloj.
• Pinza.
• Algodones.
• Solución de HCL
• Solución de NH4OH
• Regla.
• Tapones para el tubo de 40 cm de largo.

1. PROCEDIMIENTO

EXPERIMENTO N° 01: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE BOYLE (RELACIÓN PRESIÓN – VOLUMEN A TEMPERATURA Y NUMERO DE MOLES CONTANTE)

1. Reúne los materiales necesarios.
2. Asegúrate de tener suficientes intentos para obtener datos precisos. Se recomienda realizar más de 7 intentos para obtener resultados significativos.
3. Realiza una toma de datos de la siguiente manera:

1. Coloca la jeringa en posición horizontal.
2. Registra la presión inicial del manómetro (presión antes de aplicar fuerza).
3. Utilizando el embolo de la jeringa, empuja una cantidad conocida de volumen en la jeringa. Asegúrate de que la jeringa esté completamente sellada.
4. Después de empujar el embolo, registra la nueva lectura del manómetro, que indicará la cantidad de presión ejercida como resultado de empujar el embolo.
5. Repite los pasos b-d para cada intento, variando la cantidad de volumen que empujas en cada intento.

1. Anota cuidadosamente los valores de presión y volumen para cada intento en tu registro de datos.
2. Realiza un análisis de los datos recopilados para obtener una comprensión más profunda de la relación entre el volumen y la presión en el sistema de la jeringa y el manómetro.

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EXPERIMENTO N° 02: COMPROBACIÓN DE LA LEY DE CHARLES (RELACIÓN TEMPERATURA – VOLUMEN A PRESION Y NUMERO DE MOLES CONTANTE)

1. Inserta la jeringa firmemente en el agujero del corcho de hule y luego tapamos con el corcho el matraz, asegurándote de que esté completamente sellada para evitar la fuga de aire durante el experimento.
2. Coloca una cantidad moderada de agua en un vaso precipitado.
3. Lleva el vaso precipitado, con el agua, a una cocinilla eléctrica colocada sobre una malla de asbesto.
4. Calienta el agua hasta alcanzar una temperatura de 40°C, utilizando un termómetro para medir con precisión la temperatura.
5. Una vez que el agua ha alcanzado los 40°C, retira el vaso precipitado del calor y vierte su contenido, incluyendo el agua, en un recipiente hermético (táper) junto con el matraz preparado.
6. Observa cuánto se desplaza el émbolo de la jeringa debido al cambio de temperatura y anota esta medida.
7. Repite el mismo procedimiento, pero esta vez calienta el agua hasta llegar a una temperatura de 70°C.
8. Anota los datos obtenidos en una tabla para su posterior análisis.

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EXPERIMENTO N° 03: COMPROBACIÓN DE LA LEY GRAHAM

1. Prepara dos trozos pequeños de algodón y colócalos en dos relojes de luna.
2. Aplica una gota de ácido clorhídrico (HCl) en uno de los trozos de algodón y una gota de hidróxido de amonio (NH4OH) en el otro trozo de algodón.
3. Con la ayuda de unas pinzas, coloca los trozos de algodón impregnados en HCl y NH4OH en cada extremo del tubo de vidrio.
4. Sella rápidamente el tubo de vidrio con las dos tapas para evitar la fuga de gases.
5. Después de esperar unos segundos, observa la reacción que ocurre dentro del tubo. Puedes notar un cambio de color o una reacción química específica.
6. Inmediatamente mide la distancia desde cada extremo del tubo hasta el punto donde ocurrió la reacción química y registra estos datos.[pic 5][pic 6]

CONCLUSIONES

1. Comprobamos la ley de Graham que el espacio al cuadrado en inversamente proporcional a su masa molecular, como lo observamos en el experimento N° 03.
2. Comprobamos la ley de Charles, ya que observamos que cuando aumentamos la temperatura del sistema su volumen también aumenta, solo ha presión y numero de moles contante.
3. Comprobamos la ley de Boyle su grafica es totalmente diferente para gases ideales y para gases reales (trabajados en el experimento).

GRAFICAS DE LOS EXPERIMENTOS

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