LABORATORIO DE QUÍMICA I - UNIVERSIDAD DEL VALLE COMPORTAMIENTO DE SISTEMAS GASEOSOS.
Regalado Segura Andrés (1424397).
[email protected] Arcila Giraldo Jhan Carlos Carlos (1423607). (1423607). perceo07199
[email protected] [email protected] Ruiz Villegas Juan Sebastián (1424441).
[email protected] 28 de Abril de 2014. Departamento de Química – Universidad del Valle. Datos, cálculos y resultados.
Datos del Tubo en Forma de J:
Experimento 1 - Ley de Boyle:
Diámetro Interno: 0,20 mm
La figura 1 muestra la ilustración del experimento de la
Escala I ----- I = 1 cm
Ley de Boyle (Lado Izquierdo) y la gráfica de la función
1 cm = 0,062 cm
3
Presión vs Volumen (Lado Derecho). Discusión de resultados.
Al analizar los datos de la anterior tabla se puede deducir que al tomar la primera medida sin tapar el extremo más corto del tubo J, el sistema se encuentra a 1 atm de presión en ambos extremos donde el alcohol se encuentra al mismo nivel, tomando este nivel como Punto de Partida (Cero). Se procedió a tapar el extremo inferior Fig. 1 Representación del experimento de Boyle en un Tubo en forma de J , evidenciándose que la presión es inversamente proporcional al volumen volumen (Con Temperatura y Número Número de Moles Constantes).
En la siguiente tabla se presentan los valores obtenidos durante la práctica.
del tubo, para estudiar la variación del Volumen de Aire atrapado a medida que se adiciona poco a poco Alcohol por el otro extremo. Al adicionar el alcohol observamos que el Volumen del Gas (Aire) disminuía debido a que el peso del Etanol ejerce una fuerza o empuje (Presión) que se suma a la Presión Atmosférica haciendo que el Volumen del Gas se comprima.
Tabla 1.Valores obtenidos de la Ley de Boyle.
Columna de Alcohol
Columna de Aire
L(cm) L(cm)
V(cm V(cm )
L(cm) L(cm)
V(cm V(cm )
Presión del Sistema (mmHg) (mmHg)
1
0
0
0
0
760*
2
6,3
0,0020
20,4
0,0065
788,3
3
17,8
0,0058 0,0058
20,1
0,0063
839,9
4
26,8
0,0084 0,0084
19,2
0,0060
880,2
5
33,6
0,011
17,2
0,0054
910,7
6
44,3
0,014
13,2
0,0041
958,7
Medida
Es importante tener en cuenta que la variación del volumen vertido de Alcohol no es es de igual magnitud magnitud que el de la Columna de Aire (Disminución), ya que se debe tener en cuenta que la Densidad del Etanol es baja con respecto a la Densidad del Agua (H 2O) y el Mercurio (Hg), por eso el cambio es mínimo en la Columna donde se encuentra el Gas confinado. Se puede concluir que la Ley de Boyle si se cumple puesto que el Efecto de un Aumento de Volumen a Temperatura Constante significa que la Energía Cinética de las moléculas del gas no cambia, es decir que su
*760 mmHg = 1 atm de presión
velocidad permanece constante. Sin embargo, si el volumen disminuye, las Moléculas deben moverse a una
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menor distancia entre colisiones. Como consecuencia
calentamiento para elevar su temperatura y luego
hay más colisiones por unidad de tiempo contra las
introducir un erlenmeyer de 33 mL hasta la mitad en el
paredes del recipiente aumentando de esta manera su
agua, el calor adquirido por el agua se transfiere al
presión. (Ref. 1).
erlenmeyer que contiene aire de la atmósfera y el aumento de la temperatura a presión constante hace que
Experimento 2 - Ley de Charles:
las moléculas ocupen un volumen mayor. Si se pasa el
La figura 2 muestra la ilustración del experimento de la
erlenmeyer caliente a otro vaso de precipitado boca
Ley de Charles.
abajo con agua a temperatura ambiente, se disminuye la temperatura del gas (aire) haciendo que las moléculas se vuelvan más densas, así tanto su velocidad como la distancia entre ellas disminuye, reduciendo su volumen y sabiendo que el empuje del agua es hacia arriba, esta pasará a ocupar ese espacio vacío por tanto al calcular el volumen total que debería estar ocupando el
aire
atmosférico, este será igual al volumen inicial del erlenmeyer vacío más el volumen ocupado por el agua Fig. 2 Relación Volumen vs Temperatura donde se evidencia que el volumen es directamente proporcional a la temperatura (con Número de Moles y Presión Constantes).
mientras se aumenta la temperatura del erlenmeyer. (Ref. 2).
En la siguiente tabla se presenta los valores obtenidos durante la práctica.
Experimento 3 - Ley de Graham:
La figura 3 muestra la ilustración del experimento de la Ley de Graham.
Tabla 2.Valores obtenidos de la Ley de Charles.
Volumen de H2O que Ingresa (mL)
Volumen del Gas (mL)
Temperatura (°K)
1
0 mL
33 mL (Vacio)*
301 K
2
4 mL
37 mL
319 K
3
8 mL
41 mL
336 K
4
12 mL
45 mL
353 K
5
16 mL
49 mL
363 K
Medida
*Volumen de un Erlenmeyer Vacio de 33 mL
Fig. 3 Representación del experimento de Graham, en la cual se evidencia claramente la Ley De Difusión de los Gases, dando lugar a la formación de un Halo Blanco (Anillo).
Discusión de resultados.
Interpretando los resultados anteriores, se observó que
Discusión de resultados.
en efecto se cumple la Ley de Charles, este fenómeno se
Al conectar los dos compuestos (HCl y NH3) contenidos
puede explicar de la siguiente manera:
en 2 erlenmeyers respectivamente por medio de un tubo
Al tener un vaso de precipitado con agua y
seco, se observó que al momento se homogeneizarse
suministrándole calor por medio de una
ambos gases por completo en un lapso de tiempo
plancha de
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determinado (2 minutos y 50 segundos), se generó un
funcionará con algún otro líquido sería la presión que
halo blanco (anillo) a una distancia de 9 cm desde el HCl
genera la columna de ese líquido, por ejemplo si fuera el
hasta la formación del anillo y de 23 cm desde el NH 3
agua el barómetro debería tener un tamaño de 10.33
hasta el halo blanco, se aprecia una mayor distancia
metros lo cual sería algo muy grande para desplazar,
recorrida por parte del amoniaco, ya q ue tiene una menor
además el Hg es un líquido de alta densidad lo cual
masa molar esto a su vez implica mayor velocidad y
permite reducir el tamaño del barómetro.
volatilidad en sus moléculas por ser menos denso, por otra parte la distancia recorrida antes de que se
2: Mediante la Ecuación de la Velocidad Molecular se
encuentren por primera vez los gases es menor en el
obtuvo que:
caso del HCl puesto que ocurre todo lo contrario ya que su masa molar es mayor y por ende es más denso teniendo una capacidad de difusión menor, esto
se
comprobó matemáticamente mediante la Ecuación de la
U = Velocidad Molecular del Gas (rms)
R = 8,314 J / °K mol (Joules, Kelvin y mol) T = Temperatura
() () ( ) () √ () √ () √ ()
100°C = 373°K
Velocidad Molecular:
Donde:
Para el Ácido Clorhídrico:
M = Masa Molar del Gas
( ) ) () ( ( ) ) () (
(Ref. 3).
Respuestas a las preguntas . 1: ¿Por qué el Mercurio es una sustancia más adecuada
Para el Amoniaco:
() () ( ) () √ () √ () √ ()
-119°C = 154°K
En conclusión para que una molécula de NH 3 tenga la
para usar en un Barómetro que el Agua?
misma velocidad que una de HCl a 100 °C, está molécula
2: ¿A qué temperatura tendrá una molécula de NH 3 la
debe estar a una temperatura de -119 °C. (R ef. 4).
misma velocidad que una de HCl a 100 °C? 3: ¿Qué
son Procesos Isotérmicos, Isobáricos e
Isocóricos?
3: Procesos Isotérmicos (Isotermos): Son Procesos de
cambio de temperatura reversible en un sistema
Respuestas:
termodinámico, siendo dicho cambio a temperatura
1: El Mercurio (Hg) es la sustancia más adecuada dado
constante en todo el sistema. La compresión o expans ión
que es el único material en estado liquido a temperatura
de un gas ideal puede llevarse a cabo colocando el gas
ambiente, cuya densidad es 13.6 veces mayor que la del
en contacto térmico con otro sistema llamado Foco
agua (H2O). El barómetro de Hg se basa en el peso de
calórico, el cual tendrá una Capacidad calorífica mayor
una columna de Hg, en caso de que el barómetro
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pero a su vez tendrá la misma temperatura del gas, de
La anterior Ecuación expresa que todo calor que
esta manera el calor se transfiere lentamente y permite
transfiramos al sistema se quedará en su Energía
que el gas se expanda realizando trabajo; como ya se
Interna, U. También se dice que si la cantidad de gas
sabe la energía interna de una gas ideal sólo depende de
permanece de forma constante, el incremento de energía
la temperatura y ésta es constante en la expansión
será proporcional al incremento de la temperatura, la cual
isoterma, el calor tomado del foco será igual al trabajo
se expresa en la siguiente ecuación:
que el gas realice:
Q = nCv T Donde: Cv es el calor específico molar a volumen
constante. (Ref. 6).
Donde:
Referencias.
Q = Calor
Ref. 1 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10.3 Las Leyes de los Gases. Editorial Pearson, Prentice Hall. Química
W = Trabajo
La ciencia central Brown 11a Edición. Página 399.
Ref. 2 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10 Gases.
Un ejemplo de un proceso isotérmico es la compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato. (Ref. 5).
Editorial Pearson, Prentice Hall. Química La ciencia central Brown 11a Edición. Página 400.
Ref. 3 / Ref. 4 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10.8 Efusión y Difusión Molecular. Editorial Pearson, Prentice Hall. Química La ciencia central Brown 11a Edición. Página 417.
Procesos Isobáricos: Son Procesos Termodinámicos
Ref. 5 – Termodinamica.html
que ocurren cuando hay una Presión constante en un
http://procesoisotermico.blogspot.com. Abril 2009.
sistema, en donde el calor transferido a presión
Wikipedia. http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_Isotérmico
constante está íntimamente relacionado con el resto de
Ref. 6 - Emma Física. http://emmafisica.blogspot.com. Marzo
las variables expresado así:
2011.
Q=
U+P V
Donde: Q = Calor Transferido
U = Energía Interna
P= Presión
V = Volumen
Procesos Isocóricos (Isométricos o Isovolumétricos):
Son Procesos Termodinámicos en los cuales el volumen permanece constante (
V = 0), es decir que en estos
procesos no se realiza un Trabajo Presión – Volumen: W=P V Donde: P = Presión V =Volumen y W = Trabajo (El trabajo es positivo, porque este es ejercido por parte del sistema). Según la Primera Ley de la Termodinámica, Q que es el cambio de la energía interna del sistema será: Q= U
