I. OBJETIVO

Determinar

experimentalmente el volumen molar de un gas.

II. PRINCIPIOS TEORICOS

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal,

un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni

repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos

(conservación de momento y energía cinética). La energía cinética

es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los

gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal

son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta

temperatura.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión,

el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal

es:

Donde:

= Presión absoluta

= Volumen

= Moles de gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura absoluta

PROCESOS GASEOSOS PARTICULARES

Procesos realizados manteniendo constante un par de sus cuatro

variables (n, P, V, T), de forma que queden dos; una libre y otra

dependiente. De este modo, la fórmula arriba expuesta para los

estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o más parámetros

constantes. Según cada caso, reciben los nombres:

Ley de Boyle

VOLUMEN MOLAR DE GASES

También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y

cantidad de gas constante, la presión de un gas es inversamente

proporcional a su volumen:

Leyes de Charles y Gay-Lussac

En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus

experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en

el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de

Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.

Proceso isobaro (Charles)

Proceso isocoro (Gay Lussac)

Ley de Avogadro

La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y

complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura

que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e

isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número

de moles presente, de tal modo que:

III. MATERIALES Y REACTIVOS

Bureta

Probeta

Vaso de precipitado

Soporte universal

Termómetro

HCl 2N

Cinta de Mg

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A) Pesamos un pequeño trozo de cinta de magnesio.

B) Preparamos una solución de HCl a 2N y se coloco dentro de la bureta

aproximadamente 15ml de la solución de HCl preparada. Luego se

completa con agua destilada hasta llenar la bureta.

C) utilizamos una bureta de 250 ml y colocamos en ella agua por encima

de 250 ml.

D) Colocamos la cinta de magnesio en un tapón para poner en el pico de

la bureta, luego inmediatamente invertimos la bureta que contiene el

HCl, con la cinta de Mg e introducimos dentro de la probeta que

contiene el agua manteniendo cerrada la llave de la bureta.

E) Finalmente la reacción del H que se ha producido es:

Mg + 2HCl ---- MgCl + H2

F) Cuando todo el Mg este disuelto, medimos el volumen de gas (H2).

V. CALCULOS Y TABULACION DE DATOS

V.1. TABULACION DE DATOS

N° de datos

experimenta

les

Texperimen

tal

(°C)

Pexperime

ntal

(mmHg)

V H2

(L)

Vmolar

(L)

1. 18°C 700.55

mmHg

0.0195 L 20.31 L

V.2. CALCULOS

ml de HCl=36.5 geq−g

×2eq−gl×0.2l ×

100 g37 g

×1ml1.19 g

=33.16mlde HCl puro

PT=Pgas seco+PvaporH 2OPgasseco=PT−PvaporH 2O=716−15.45=700.55mmHg

nMg= mPM

=0.020224.31

=0.00083

0.00083moles→19.5ml

1mol→xml

x= 19.50.00083

=23493ml=23.493 Litros

PVT

(condicionesnormales )=PVT

(experimental)

V CN=PexpV expT CNPCNT exp

=700.55×234.93×273291×760

=20.31Litros

VI. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

VI.1. CONCLUSIONES

Se determino experimentalmente el volumen molar de un gas

resulto ser 20.31 Litros.

Las relaciones de temperatura-volumen de los gases se

describen por la ley de Charles y Gray-Lussac: el volumen es

directamente proporcional a la temperatura (a P y n

constantes).

La ecuación del gas ideal, PV=nRT, combina las leyes de Boyle,

Charles y Avogadro Esta ecuación describe el comportamiento

del gas ideal.

La ley de Dalton de las presiones parciales establece que, en

una mezcla de gases, cada gas ejerce la misma presión que

ejercería si estuviera solo y ocupa el mismo volumen.

VI.2. RECOMENDACIONES

Tapar cuidadosamente la bureta para evitar que se desprenda

el gas y obtengamos un volumen molar preciso.

VII. CUESTIONARIO

VII.1. Determine el volumen molar del gas obtenido en el

experimento de laboratorio y determine el % de error.

ml de HCl=36.5 geq−g

×2eq−gl×0.2l ×

100 g37 g

×1ml1.19 g

=33.16mlde HCl puro

PT=Pgas seco+PvaporH 2OPgasseco=PT−PvaporH 2O=716−15.45=700.55mmHg

nMg= mPM

=0.020224.31

=0.00083

0.00083moles→19.5ml

1mol→xml

x= 19.50.00083

=23493ml=23.493 Litros

PVT

(condicionesnormales )=PVT

(experimental)

V CN=PexpV expT CNPCNT exp

=700.55×234.93×273291×760

=20.31Litros

VII.2. Defina Ud las condiciones normales.

A condiciones normales:

T°= 273.15 K = 0°C

P = 760 mmHg = 1 atm

V = 22.4 Litros

VIII. BIBLIOGRAFIA

http://www.monografias.com/trabajos7/laba/laba.shtml#con

http://www.slideshare.net/mjges/los-gases

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas_ideal

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_los_gases_ideales

UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMAN

FALULTAD DE CIENCIAS AGROPECUARIAS

E.A.P. DE INGENIERÍA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS

COLORACION GRAM

INTEGRANTE

DIONELA INCACUTIPA RIVAS 2011 111052

GRADO Y SECCIÓN:

2DO “A”

DOCENTE:

CURSO:

LAB. MICROBIOLOGIA

FECHA DE ENTREGA:

09 DE OCTUBRE

TACNA PERÚ

2012