LEY DE BOYLE Laboratorio N°4
Laboratorio de Física 2
INDICE
RESUMEN
INTRODUCCION
FUNDAMENTOS
METODO O PROCEDIMIENTO
RESULTADO
CONCLUSIONES
RECOMENDACIONES
REFERENCIAS
RESUMEN En la práctica de laboratorio se pudo estudiar las leyes que determinan el comportamiento de los gases ideales mediante la ley de Boyle comprobada a través del manómetro. La densidad y peso aparente del aire también se analizó basándose en la determinación de volúmenes, densidades y variación de temperatura, de manera que el experimento antes nombrado permitiera comprobar de forma experimental la ley de Boyle.
INTRODUCCIÓN El estado gaseoso de la materia se caracteriza porque los átomos o moléculas se encuentran muy separados entre sí y sus interacciones son mucho más débiles que en el estado sólido y líquido. Las moléculas de los gases se mueven libremente chocando contra las paredes del recipiente que los contiene, lo que origina la presión del gas. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la velocidad de las moléculas y por tanto mayor debe ser el volumen para que la presión no varíe. Ley de Boyle: Robert Boyle demostró en 1661 que la presión y volumen para una cantidad fija de temperatura constante, la presión de una muestra de gas es inversamente proporcional a su volumen.
FUNDAMENTO TEORICO Esta Ley fue descubierta por el científico inglés Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle - Mariotte. La ley de Boyle establece que a temperatura constante, la presión de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa.
Consideremos el siguiente proceso que se lleva a cabo a temperatura constante (isotérmico):
Un cilindro contiene un gas que ocupa un volumen V1, se encuentra a una presión P1 (representada por la pesa sobre el émbolo) y una temperaturaT1. Al agregar dos pesas, la presión sobre el gas aumentará a P2 y éste se comprimirá hasta un volumen V 2, a una T2. Como el proceso es isotérmico, T1 = T2 Este proceso se puede representar en un diagrama P - V, mediante una curva que se denomina isoterma. Si ahora retiramos dos pesas, el gas se expandirá hasta el estado inicial, completando un ciclo.
En un gas las moléculas se encuentran tas distantes entre si que las fuerzas de cohesión existente entre ellas es pequeña. Permitiendo que sus moléculas se expandan y ocupen todo el volumen del recipiente que lo contiene. En un gas ideal se considera que sus moléculas no interactúan entre sí, siendo importante el estudio de estos tipos de gases, ya que un gas real a bajas presiones se comporta como gas ideal.
Figura 1.
Figura 1: Gas ideal confinado a un cilindro cuyo volumen puede variar mediante un pistón móvil. (Fuente: Física para ciencias e ingenierías. Volumen 1. Serway, Jewett). En la figura 1. Se muestra un gas ideal dentro de un contenedor cilíndrico que evita fugas permitiendo que el número de moles n (o la masa m) sea constante y cuyo volumen puede variar mediante un pistón móvil. Para tal sistema, experimentalmente se encontró que la presión P, el volumen V, y la temperatura T están relacionados mediante:
Llamada ecuación de estado del gas ideal o ley de gas ideal. Siendo R la constante universal de los gases (8.314 j/mol.k) La ley de Boyle enuncia que: si el número de moles n y la temperatura T del gas se mantiene constante, el volumen de dicho gas es inversamente proporcional a su presión absoluta, es decir:
Siendo esta ecuación un caso particular de la ecuación (1). En la figura 1 esto se hace posible al comprimir o expandir el gas desplazando el pistón móvil hacia abajo o hacia arriba lentamente para no alterar el equilibrio térmico interno (proceso casi estático), permaneciendo así constante el producto de la presión P y el volumen V.
La figura 2 es una representación gráfica de la ecuación de estado del gas ideal, mostrándose las gráficas de P en función de V a varias temperaturas constantes T, donde cada curva que representa el comportamiento del gas a cierta temperatura se denomina isoterma, las cuales son hipérbolas.
Figura 2
Figura 2. Isotermas. Para cada curva, el producto PV es constante y directamente proporcional a T. (Fuente: Física universitaria. Volumen I. Sears Zemansky, Young Freedman).
El trabajo realizado por el gas durante un cambio de volumen es el área bajo la curva en un diagrama PV, sea o no isoterma. Así, para un cambio finito de volumen de V1 a V2, se tiene que:
Siendo el trabajo realizado por el gas sobre el sistema positivo si el gas se expande y negativo si se comprime, como se muestra en la figura 3.
Figura 3
Figura 3. Trabajo del gas sobre el entorno (a) positivo al expandirse el gas, (b) negativo al comprimirse el gas, (c) positivo al expandirse el gas aun sin ser isoterma. (Fuente: Física Universitaria. Volumen I. Sears Zemansky, Young Freedman). En la presente practica de laboratorio encontramos experimentalmente la relación existente entre la presión y el volumen, manteniendo la temperatura constante, también, haciendo uso del Software Logger Pro, se obtendrá la curva asociada y se calculara el trabajo realizado por el gas al obtener el área bajo la curva PV.
PARTE EXPERIMENTAL a) Materiales y equipos:
Un (01) equipo de demostración de la ley de gases-Arbor Scientific.
b) Procedimiento CASO 1: compresión del gas (disminución de volumen y aumento de presión) 1. Abrir la válvula de dosificación para ventilar el cilindro del equipo de demostración de la ley de Boyle (ver figura 4). 2. Gire el pistón hasta obtener un volumen de 65ml de la escala graduada del cilindro y cierre la válvula de dosificación 3. Tome lectura de la temperatura del ambiente y regístrelo en la tabla 1,2 y 2,2 en kelvin. 4. Lea la presión que indica la aguja del manómetro (Pman), considerando unidades del SI (recordando: 1hPa=100N/m2). A la presión manométrica deberá sumarle la presión absoluta P (P=Pman+Patm). Luego registre el valor P en la tabla 1.1. 5. Desplace el pistón cada 5 ml según se indica en la tabla 1.1. hasta un volumen de 20 ml, registrando la lectura de la presión en la tabla mencionada para cada caso según el procedimiento (4).
CASO 2: Expansión del gas (aumento de volumen y disminución de presión) 6. Abra la válvula de dosificación. 7. Ubique el pistón en el volumen 20ml de la escala graduada y cierre la válvula de dosificación. 8. Lea la presión que indica el manómetro teniendo en cuenta el procedimiento (4) y regístrelo en la tabla 2.1. 9. Desplace el pistón cada 5ml según se indica en la tabla 2.1. hasta llegar al volumen de 65ml, registrando la lectura de la presión en la tabla en mención para cada caso.
RESULTADOS CASO 1: compresión del gas (disminución de volumen y aumento de presión)
T(K)
m=PV 291.4
n=PV/TR 6.38
0.18
W(J) -7.541
CASO 2: Expansión del gas (aumento de volumen y disminución de presión)
T(K)
m=PV 291.4
n=PV/TR 1.92
0.05
W(J) 2.296
CONCLUSIONES • Se pudo demostrar la ley de Boyle, el cual establece una relación entre el
volumen y la presión (el volumen es inversamente proporcional a la presión).
• Calculamos la constante de proporcionalidad que está presente en la ley
de boyle.
• Comprobamos experimentalmente la relación existente entre la presión y
el volumen.
RECOMENDACIONES
Para una mejor obtención de datos tener encuesta el porcentaje de error de los datos obtenidos.
Tener cuidado con los materiales a usar.
No jugar en las clases.
Para el porcentaje de error tomar la medida más cercana al a que se
encuentre la medida volumétrica.
Tener en cuenta el valor del heptopascal que es 102 Pa
Cambiar las medidas del volumen de mm a
REFERENCIAS
Sears, Zemansky,Young y freedman.Fisica universitaria
Teoría dada en clase.
Alonso, M. y Finn, E. Física Pearson
Serway, Física universitaria
