INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

Escuela superior de ingeniería mecánica y eléctrica

“Ingeniería en comunicaciones y electrónica”

Laboratorio de Química aplicada

Practica #1“Leyes de los gases”

Grupo: 2CM12

Equipo: 2

Integrantes: Galvan Solano Ivan Cuautencos Meza Cristóbal Rair Canales Gonzales Gabriela Yezamin Chávez Bastida Oscar

Profesora: Delgado Vargas Araceli

Fecha de realización: 16 de Abril del 2015

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.

Consideraciones teóricas

Por motivos de discusión, conviene clasificarlos en dos tipos: gases ideales y gases no ideales o reales. El gas ideal obedece ciertas leyes que se describirán a continuación, mientras que los reales las cumplen solo a bajas presiones. En los gases ideales, el volumen ocupado por las propias moléculas es insignificante en comparación con el volumen total, y esto es válido para todas las presiones y temperaturas; además, la atracción intermolecular es ínfima bajo cualquier condición. Para los gases reales, ambos factores son apreciables y la magnitud de ellos depende de la naturaleza, temperatura y presión gaseosa. Resulta claro que un gas ideal es hipotético, ya que cualquier gas debe contener moléculas que ocupan un volumen definido y ejercen atracciones entre sí. Sin embargo, con frecuencia la influencia de estos factores es insignificante y el gas puede considerarse ideal. Veremos después que estas últimas condiciones se obtendrán a presiones bajas y a temperaturas relativamente elevadas, condiciones bajo las cuales el espacio “libre” dentro del gas es grande y pequeña la fuerza de atracción entre las moléculas.

LEY DE BOYLEEn 1662, Robert Boyle señala que el volumen de un gas a temperatura constante disminuía cuando se aumentaba la presión a que estaba sometido y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental, el volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante variaba inversamente a la presión ejercida sobre él. A esta importante generalización se le conoce como ley de Boyle. Si se expresa matemáticamente, establece que a temperatura constante V a 1/P, o que donde V es el volumen y P la presión del gas, mientras que K1 es un factor de proporcionalidad cuyo valor depende de la temperatura, el peso del gas, su naturaleza, y las unidades en que se exprese.La ecuación anterior conduce a la siguiente: PV = K1 de al cual se deduce que, si en cierto estado la presión y el volumen del gas son P1 y V1 mientras que en otro son P2 y V2 se cumple a temperatura constante: P1V1 = K1= P2V2

LEY DE CHARLES O GAY-LUSSACCharles en 1787 observó que el hidrógeno, aire, dióxido de carbono y oxígeno se expandían en igual proporción al calentarlos desde 0°C a 80°C, manteniendo la

presión constante. Sin embargo, fue Gay-Lussac el primero que, en 1802, encontró que todos los gases aumentaban igual volumen por cada grado de elevación de temperatura, y que el incremento era aproximadamente 1/273 el volumen del gas a 0°C, o con mayor precisión, 1/273.15. Si designamos por V0 el volumen del gas a 0°C y por V su volumen a t°C, entonces podremos escribir de acuerdo con Gay-Lussac:

V = V0 + (t / 273.15) V0……… (1)

Ahora podemos definir una nueva escala de temperatura tal que para una t dada corresponda otra establecida por la relación T = 273.15 4 + t y 0°C por T0=273.15, con lo cual la ecuación (1) toma una forma más simple:

V2/V1 = T2/T1………………… (2) Esta nueva escala de temperatura, de Kelvin o absoluta, es de importancia fundamental en toda la ciencia. En función de ella la ecuación (2) nos dice que el volumen de una cantidad definida de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta, es decir

V = K2 T………………… (3)

Donde K2 es un factor de proporcionalidad determinado por la presión, la naturaleza del gas y las unidades de V. La conclusión anterior y la ecuación (3) son expresiones de la Ley de Charles o de Gay-Lussac. Como para una cantidad dada de gas, K2 tendrá diferentes valores a distintas presiones, obtendremos una serie de líneas rectas para cada presión constante y cada una de ellas es una isobara verificándose que su pendiente es tanto mayor cuanto menor es la presión.

LEY COMBINADA DE LOS GASESLas dos leyes discutidas dan separadamente la variación del volumen de un gas con la presión y temperatura. Si queremos obtener el cambio simultáneo, procederemos así: consideremos una cantidad de gas a P1 V1 y T1 y supongamos que se desea obtener el volumen del gas V2 a P2 Y T2. Primero comprimimos (o expandirnos) el gas desde P1 a P2 a temperatura constante T1. El volumen resultante VX será entonces de acuerdo a la ley de Boyle:

Vx = (V1 x P1) / P2………… (1)

Si ahora el gas a Vx P2 y T1 es calentado a presión constante P2 desde T1 a T2, el estado final a P2 y T2 tendrá un volumen V2 dado por la ley de Charles, esto es:

V2 = (Vx x T2) / T1………… (2)

Si sustituimos en esta relación el valor de V, obtenido en la ecuación (1), V2 se transforma en:

(P1 x V1) / T1 = (P2 x V2) / T2 = constante = K

Es decir, la relación PV/T para cualquier estado gaseoso es una constante. En consecuencia, podemos descartar los subíndices y escribir para cualquier gas que obedece las leyes de Boyle y Charles

PV = KT………… (3)

La ecuación (3) es conocida como la ley combinada de los gases, que nos da la relación entre la presión, el volumen y la temperatura de cualquier gas tan pronto como sea 'evaluada la constante K. Es fácil demostrar que las leyes de Boyle y Charles son simplemente casos especiales de la ecuación (3). De nuevo, cuando P es constante, aquella ecuación se hace:

V = (K / P) T = K2T

Que es la ley de charles.

LA CONSTANTE DE LOS GASESEl valor numérico de la constante K en la ecuación (3) está determinado por el número de moles del gas problema y las unidades elegidas para medir P y V; pero es totalmente independiente de la naturaleza del gas. La ecuación (3) nos enseña que, para una presión y una temperatura dadas, un incremento en la cantidad de gas aumenta el volumen y por lo tanto también la magnitud de K. En otras palabras, K es directamente proporcional al número de moles del gas. Por conveniencia esta constante puede reemplazarse por la expresión K = nR, donde n es el número de moles del gas que ocupa un volumen V a una presión P y temperatura T, mientras que R es la constante del gas por mol, que es universal para todos los gases, y finalmente la ecuación (3) adquiere la forma

PV = nRT

Material

1 Vaso de Precipitados de 250 ml.1 Agitador.2 Pesas de Plomo.1 Mechero.1 Anillo.1 Pinza Universal.1 Tela con Asbesto.1 Jeringa de plástico graduada de 10 ml herméticamente cerrada.1 Termómetro.1 Pinzas para vaso de precipitados.

DATOS

P DF = 585 mmHg.m Émbolo = 8g.D Int = 1.82 cm.760 mmHg =1.013 x 106 dinas / cm2.P = f / A = m * g / A Émbolo.

Desarrollo experimental

PRIMERA PARTE

1. Se monta la jeringa en la varilla de la mesa

2. Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial V0 correspondiente a una presión inicial P0.

P0 = P DF + P Émbolo a temperatura ambiente

3. Pruebe el circuito poniendo en contacto los dos electrodos fuera del agua; si el foco enciende, continúe, en caso contrario, revise el circuito.

P1 = P0 + P Pesa 1

4. A continuación introduzca los electrodos en la solución de NaCl, como se indica en la figura; anote si enciende o no el foco.

P2 = P0 + P Pesa 2

5. Retire los electrodos de la solución de NaCl, introdúzcalos en el vaso con agua para enjuagarlos y séquelos.

P3 = P0 + P Pesa 1 y 2

SEGUNDA PARTE

1. Monte la jeringa, procurando que el nivel del agua esté arriba del volumen de aire de la jeringa. Presione ligeramente y tomo el volumen V0 correspondiente a una temperatura T0 que será la temperatura ambiente del agua, para una presión P0 constante.

2. Calentar y agitar constantemente hasta 40 °C, presione ligeramente y anote el volumen V1 correspondiente a una T1.

3. Continúe calentando, agitando y anotando los volúmenes a temperatura de 60 °C, 80 °C y temperatura de ebullición del agua.

TERCERA PARTE

1. Se inicia de igual forma que la segunda parte.

2. Caliente, agitando hasta 40°C y ponga la pesa chica, oprima ligeramente y tome el volumen V1 correspondiente a la temperatura T1 y a la presión P1.

3. Continúe calentando hasta 60 °C y ponga la pesa grande, tome el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2.

Cuestionario1. Llene la tabla de datos y resultados siguiente:

PRIMERA PARTE.

P (dinas / cm2) V (cm3) PV (erg)779730.18 9 7017571.62780482.9 8 6243863.2

781481.68 7.5 5858862.6781934.41 7 5473538.98

SEGUNDA PARTE

T (°C) T (°K) V (cm3) V / T (cm3 / °K)20 293 9 0.030740 313 9.8 0.031360 333 10.1 0.030380 353 11 0.031190 363 11.5 0.0316

TERCERA PARTE

T (°C) T (°K) V (cm3) P (dinas / cm2) PV/T (erg / °K)40 313 9 780482.9 2244260 333 8.5 781181.68 19940.07

2. Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte, construya las gráficas de: V-P y T-V, indicando el nombre de cada una de ellas.

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

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

5. Analizando las tablas de resultados, los valores de PV, V/T y PV / T ¿Por qué no son constantes?Por que no se esta calculando de la misma manera por otro lado son cálculos diferentes por las leyes que los rigen.

Cálculos

Primera parte

Patm = (585 mmHg x 1.013x106 dina/cm2) / 760 mmHg = .7797 x 106 dina/cm2

Aembolo = π r 2 = π (.91)2 = 2.6 cm2

Pembolo = (membolo x g) / Aembolo = (8 g x 9.81 cm/s2 ) / 2.6 cm2 = 30.18 dina/cm2

Ppesa1 = (mpesa x g) / Aembolo = (199.5 g x 9.81 cm/s2) / 2.6 cm2 = 752.72 dina/cm2

Ppesa2 = (mpesa x g) / Aembolo = (384.7 g x 9.81 cm/s2) / 2.6 cm2 = 1451.5 dina/cm2

Ppesa12 = (mpesa x g) / Aembolo = (585.2 g x 9.81 cm/s2) / 2.6 cm2 = 2204.23 dina/cm2

P0 = Patm + Pembolo = .7797 x 106 dina/cm2 + 30.18 dina/cm2 = 779730.18 dina/cm2

P1 = Ppesa1 + P0 = 779730.18 dina/cm2 + 752.72 dina/cm2 = 780482.9 dina/cm2

P2 = Ppesa2 + P0 = 779730.18 dina/cm2 + 1451.5 dina/cm2 = 781181.68 dina/cm2

P3 = Ppesa12 + P0= 779730.18 dina/cm2 + 2204.23 dina/cm2 = 781934.41 dina/cm2

Segunda parte

V/T = 293°K / 9 cm3 = 0.0307 cm3 /°KV/T = 313°K / 9.8 cm3 = 0.0313 cm3 /°KV/T = 333°K / 10.1 cm3 = 0.0303 cm3 /°KV/T = 353°K / 11 cm3 = 0.0311 cm3 /°KV/T = 363°K / 11.5 cm3 = 0.0316 cm3 /°K

Tercera parte

(9 cm3 x 780482.9 dina/cm2)) / 313°k = 22442 ergio / °K(8.5 cm3 x 781181.68 dina/cm2) / 333°k = 19940.07 ergio / °K

ObservacionesParte 1

Teníamos una jeringa con aire, al presionar ligeramente el embolo por primera vez, este regreso a su lugar donde nos marco su presión inicial.

Cuando pusimos la pesa más chica y presionamos ligeramente, el embolo regreso nuevamente y marco una presión menor.

Colocamos la pesa más grande y presionamos nuevamente, el embolo regreso y nos mostro una presión más baja a la anterior.

Por último colocamos ambas pesas juntas encima del embolo, presionamos y regreso mostrando una presión menor.

Parte 2 Cuando colocamos la jeringa en el agua a una temperatura inicial,

presionamos ligeramente y regreso a su lugar. Calentamos a 40° y al presionar ligeramente la presión que mostro al

regresar a su lugar fue mayor. Al calentar a 60°,80° y punto de ebullición, presionamos nuevamente y la

presión volvió a ser mayor al regresar a su lugar.

Parte 3 Calentamos y colocamos primero la pesa chica, presionamos y regreso el

embolo a menor presión. Aumentamos la temperatura y colocamos la pesa grande, al presionar,

regreso con mostrado una presión menor.

Conclusión: Los gases tienen distintos comportamientos bajo distintas circunstancias, al calentarlos pudimos observar que su volumen aumentaba, al aumentar su temperatura pudimos comprobar la ley de Charles, la presión aumentaba porque al calentar las partículas de nuestro gas se mueven más rápidamente. Pudimos comprobar la ley de Boyle cuando colocamos las pesas sobre el embolo, así se observó que cuando aplicábamos mayor presión con las pesas, nuestro volumen disminuía.

Bibliografía

Fundamentos de fisicoquímica, Samuel H. Maron y Carl F. Prutton, Limusa, paginas 16-21.