Practica 1 Gases

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Estado Solido Cristales

Informe sobre Práctica virtual

Informe de Laboratorio de

Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Departamento de Ingeniería Eléctrica Laboratorio de Química Leyes de los Gases 2EM5 Equipo numero 3 Villalobos Fuentes Carlos Arístides Acosta Racine Jorge Iván Montes Rojas Elías Márquez Ponce Miguel Ángel

practica #3 termodinámica

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OBJETIVO:

3

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

3

PRESIÓN ATMOSFÉRICA RELACIÓN ENTRE PRESIÓN Y VOLUMEN : LEY DE BOYLE RELACIÓN ENTRE TEMPERATURA Y VOLUMEN : LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC RELACIÓN ENTRE CANTIDAD Y VOLUMEN : LEY DE AVOGADRO ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES TEORÍA CINÉTICA – MOLECULAR

3 4 4 5 6 6

MATERIAL Y SUSTANCIAS

7

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

7

PRIMERA PARTE OBSERVACIONES CONCLUSIÓN SEGUNDA PARTE OBSERVACIONES CONCLUSIÓN TERCERA PARTE OBSERVACIONES CONCLUSIÓN

7 8 9 9 9 9 9 9 10

TABLAS, GRAFICAS Y RESULTADOS

10

CONCLUSIONES

11

BIBLIOGRAFÍA

11


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Leyes de los Gases Objetivo: El alumno demostrara con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle,

Charles-Gay Lussac y la ley Combinada del estado Gaseoso. Consideraciones Consideraciones Teóricas

Los gases son importantes ya que se encuentran en la vida cotidiana, simplemente nuestra atmosfera esta compuesta por una mezcla de gases a la que llamamos aire, esta determina el clima y el Oxigeno del aire mantiene la vida. Muchos compuestos moleculares también son gases como el Cianuro de Hidrogeno que es altamente toxico y el Cloruro de hidrogeno. Los gases tienen características muy diferentes a las de los líquidos y sólidos, por ejemplo un gas se expande hasta llenar un recipiente por lo tanto el tamaño del recipiente se convierte en su volumen, cosa que no se da en los líquidos y sólidos. Las propiedades de los gases están relacionadas con la presión, la temperatura, el volumen y la cantidad de materia expresada en moles, estas propiedades principalmente se deben a que las moléculas individuales están relativamente separadas.

Presión atmosférica La atmosfera, como toda la materia, es atraída hacia el centro de la Tierra por atracción

gravitacional, los gases ejercen una presión sobre cualquier superficie con la que estén en contacto, por lo tanto el peso de la atmosfera ejerce presión sobre cualquier objeto en la Tierra, esta presión atmosférica depende de la altitud y de las condiciones climatológicas. Esta matemáticamente definida como Fuerza/Área. La presión atmosférica puede ser medida mediante un barómetro ya que esta varia de acuerdo al lugar donde uno se encuentre. La presión atmosférica estándar es de 1 atm = 760 mmHg = 1.01325 x 10^5 Pa


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Relación entre presión y volumen: Ley de Boyle El primero en investigar la relación entre presión y volumen fue Robert Boyle, quien

resume sus observaciones y establece que

el volumen de una cantidad dada de un gas a

temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión.

Esto lo podemos se puede observar en los globos aerostáticos que al aumentar su altura el globo se expande mas debido a que la presión es menor, por lo contrario cuando el volumen de un gas disminuye la presión aumenta. La ley de Boyle se puede expresar en términos matemáticos como PV=constante. El valor de la constante depende de la temperatura y de la cantidad de gas en la muestra. La grafica de P como función de V de la figura presenta el tipo de curva que siempre se obtiene para determinada cantidad de gas a una temperatura fija v

Relación entre temperatura y volumen: Ley de Charles-Gay Lussac La relación entre el volumen de un gas y la temperatura fue descubierta en 1787 por

Jacques Charles que en términos de la escala Kelvin, la ley se puede expresar de la siguiente manera : El volumen de una cantidad fija de gas a una presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Esto también se puede observar en

un globo aerostático donde al calentar el aire dentro del globo este se expande.


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La ley de Charles se puede expresar en la forma siguiente V/t = constante. El valor de la constante depende de la presión y de la cantidad de gas. Observe también que se puede predecir que el gas tendrá un volumen cero a -273.15ºC, desde luego nunca se satisface esta condición debido a que todos los gases se licuan o solidifican

Relación entre cantidad y volumen: ley de Avogadro Cuando añadimos gas a un globo este se expande y este no solo es afectado por la presión y

temperatura del globo hay otra variable que influye. La hipótesis de Avogadro dice: “Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión, contienen igual cantidad de moléculas.”

Para esto supongamos que tenemos 3 gases Ar, N2 y H2. De acuerdo a Avogadro, estos recipientes a 1 atm y 0ºC contienen 6.02*10^23 moléculas que ocupan aproximadamente un volumen de 22.4lt Por lo tanto la ley de Avogadro dice: “ El volumen de un gas a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al numero de moles”

Cada gas tiene la misma presión, temperatura, volumen y numero de moléculas. Lo que difiere es la masa del gas debido al diferente peso molecular de cada gas.


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Ecuación de los gases ideales Un gas ideal es un gas hipotético, cuyo comportamiento en cuanto a presión, volumen y

temperatura, esta descrito completamente por esta ecuación. Que sale gracias a las leyes anteriores, sabemos que: Ley de Boyle V es proporcional a 1/P (n, T, constantes) Ley de Charles V es proporcional a T (n, P, constantes) Ley de Avogadro V es proporcional a n (P, T, constantes) Con esto sabemos que el Volumen es proporcional a (n*T)/P y si llamamos R a la constante de proporcionalidad que tenemos formulamos la siguiente ecuación. PV=nRT R la deducimos usando las condiciones normales y al utilizarla siempre debemos usar las unidades correctas.

Teoría cinética – molecular Estas ecuaciones anteriores explican el como se comportan los gases mas sin embargo no

explican el porque. Con la teoría cinética molecular podremos entender mejor las propiedades físicas de los gases. 1. Los gases constan de gran numero de moléculas que se encuentran en constante movimiento y al azar. 2. El volumen de las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total. 3. Las fuerzas de atracción y repulsión de las moléculas es despreciable 4. Las colisiones entre las moléculas de los gases son totalmente elásticas. 5. La energía cinética promedio de los gases es proporcional a su temperatura absoluta La teoría cinética nos ayuda a comprender la presión que es en si el choque de las moléculas de gas contra el recipiente que lo contiene. La temperatura absoluta que es igual a la energía cinética del gas, en otras palabras es la velocidad de las moléculas del gas.


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Material y Sustancias

Material:

Datos:

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1 Vaso de precipitados de 250 ml

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PDF = 585 mmHg

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1 Agitador



m Embolo = 8g



2 Pesas de Plomo



D int = 1.81 cm



1 Mechero



760 mmHg =1.013x10^6



1 Anillo



1 Pinza universal



1 Tela de asbesto



1 jeringa de plástico graduada de 10 ml herméticamente cerrada



1 Termómetro



1 Pinzas para vaso de precipitados

Desarrollo de la práctica

Primera Parte

dinas/cm^2 

P = f/A = m * g /A



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P0 = P DF + P PDF = 585 mmHg * ( 1.013x10^6 dinas/cm^2 / 760 mmHg) = 779743.42 Dinas / cm^2 P0=(8g * 981 cm/s^2)/( π*.91^2cm) + 779743 Dinas / cm^ = 782760.08 Dinas /cm^2 3. Ponga arriba del embolo la pesa mas pequeña y con precaución presione ligeramente el embolo regresara a su volumen V 1 correspondiente a una presión P 1. P1 = P0 + P pesa 1 P1 = 782760.08Dinas/cm^2 + ((211.5g * 981 cm/s^2)/( π*.91^2cm)) = 862513.0237 Dinas/cm^2 4.

Quite la pesa pequeña y ponga la mas grande, presione ligeramente y anote V 2 para una presión P 2.

P2= P0 + P pesa 2 P2 = 782760.08Dinas/cm^2 + ((401.5g * 981 cm/s^2)/( π*.91^2cm)) = 933970.1529 Dinas/cm^2 5. Por último, con precaución ponga las 2 pesas y anote V 3 para una presión P 3. P3 = P0 + P pesa 1 y 2 P3 = 782760.08Dinas/cm^2 + (((211.5g+ 401.5)* 981 cm/s^2)/( π*.91^2cm)) = 1013723.097 Dinas/cm^2 Observaciones Cada ves que la presión aumenta el volumen disminuye. En otras palabras cada ves que la



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Conclusión La presión es inversamente proporcional al volumen. Segunda Parte

1. Monte la jeringa como se indica en la figura 2, procurando que el nivel del agua este arriba del volumen del aire del la jeringa. Presione ligeramente y tome su volumen V0 correspondiente a una temperatura0 que será la temperatura ambiente del agua, para una presión P0 constante. 2. Calentar y agitar constantemente hasta 40ºC, presione ligeramente y anote el volumen V1 correspondiente a una T1. 3. Continúe calentando, agitando y anotando los volúmenes a temperatura de 60ºC, 80ºC y temperatura de ebullición del agua. Observaciones Al aumentar la temperatura el volumen aumenta. En otras palabras la presión ejercida por el gas aumenta. Conclusión El volumen es directamente proporcional a la temperatura Tercera Parte

1. Se inicia de igual forma que la segunda parte. 2. Caliente, agitando hasta 40ºC y ponga la pesa chica, oprima ligeramente y tome el volumen V1 correspondiente a una T1 y a la presión P1. 3. Continúe calentando hasta los 60ºC y ponga la pesa grande, tome el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2. Observaciones


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Conclusión Prueba nuestras conclusiones anteriores, donde la presión es inversamente proporcional al volumen y que la temperatura es directamente proporcional al volumen. Tablas, graficas y Resultados

P (dinas/cm^2)

V (cm^3)

PV (erg)

782760.08 dinas/cm^2

12 cm^3

9393120.96 erg

862513.02 dinas/cm^2

11 cm^3

9485643.22 erg

933970.15 dinas/cm^2

10 cm^3

9339701.5 erg

1013723.09 dinas/cm^2

9 cm^3

9123507.8 erg

T ( ºC )

T ( ºK )

V (cm^3)

V/T (cm^3 / ºK )

18 ºC

291 ºK

9 cm^3

.0309 cm^3 / ºK

40 ºC

313 ºK

9.2 cm^3

.0293 cm^3 / ºK

60 ºC

333 ºK

10 cm^3

.0300 cm^3 / ºK

80 ºC

353 ºK

10.5 cm^3

.0297 cm^3 / ºK

95 ºC

368 ºK

11 cm^3

.0298 cm^3 / ºK

T ( ºC ) 40 ºC

T ( ºK ) 313 ºK

V (cm^3) 8.5 cm^3

P (dinas/cm^2) 862513.02

PV/T ( erg / ºK) 23422.87 erg / ºK

dinas/cm^2 60 ºC

333 ºK

8.5 cm^3

933970.15 dinas/cm^2

*Graficas anexadas en la práctica

23840.07 erg / ºK


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Analizando las tablas de resultados, los valores PV, V/T y PV/T ¿Por qué no son constantes? Debido a la falta de la exactitud dentro de nuestras mediciones observables. Observaciones Al momento de realizar la práctica existieron varios problemas con la exactitud de nuestras medidas Conclusiones

Las leyes de Charles, Avogadro y Gay-Lussac no se cumplieron en su totalidad debido a la falta de exactitud en las medidas observables y por que se trabajo con la ecuación de los gases ideales. Pero todos nuestros resultados tienden a un numero por lo tanto pienso que se tuvo éxito en demostrar estas leyes aunque no se hayan cumplido al pie de la letra.

Bibliografía Atkins, P. W., Jones, L., & Gismondi, M. I. (2006). Las propiedades de los gases.  

         -     Panamericana.

                      -    


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