Lab 4 Kimica

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE ING.

MECANICA

GASES

CURSO

:

TRABAJO

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

:

INFORME # 4

PROFESOR

:

ING. APOLAYA MARY ESTELA

ALUMNO

:

TIPACTI QUIJANO GUILLERMO ARTURO

Código

:

20117507B

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Nacional de Ingeniería

Laboratorio de Química General

ÍNDICE -

Principios teóricos

pág. 3

-

Consideraciones teóricas

pág. 4

-

Reactivo limitante

pág. 5

-

Procedimiento Experimental

pág. 7

-

Conclusiones

pág.15

-

Recomendaciones

pág.16

-

Bibliografía

pág.17

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PRINCIPIOS TEÓRICOS - Estequiometria en el término que se emplea para describir los cálculos que comprenden relaciones de peso entre los átomos de un compuesto y entre moléculas y átomos en una reacción química. Así la estequiometria se puede utilizar para describir los cálculos de pesos atómicos y

moleculares,

determinación de las fórmulas empíricas de compuestos y las relaciones de pesos entre reactivos y productos en una reacción química - Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las propiedades de los reactantes, las cuales s pueden visualizar

mediantes

algunos de los siguientes hechos: • Formación de precipitados • Desprendimiento de un gas • Liberación o absorción de energía • Cambio de color, etc. - Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas:

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• Las que ocurren sin cambio en el numero de oxidación • Las que involucran transferencia de electrones (redox). OBJETIVOS: • Estudiar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican el comportamiento de los gases ideales. • Demostrar experimentalmente la Ley de Boyle–Mariotte la cual es una propiedad fundamental de los gases. • Establecer la definición y la comparativa entre gases ideales y gases reales. • Determinar el volumen molar del hidrógeno en condiciones de laboratorio para luego calcular su volumen en condiciones estándar. • Estudiar y comprobar la propiedad de difusión de los gases de acuerdo a la ley de Graham.

FUNDAMENTO TEÓRICO El estado gaseoso es un estado de la materia que se caracteriza por su gran entropía , esto quiere decir que el grado de desorden molecular es alto es así que las moléculas gaseosas se encuentran separadas a grandes distancias comparado con su volumen . Además podemos mencionar también que los compuestos iónicos no existen como gases esto debido a que las fuerzas electrostáticas que unen sus átomos son muy fuertes , y para romper estos enlaces se necesita mucha energía .Podemos concluir de lo anterior que en condiciones normales los compuestos iónicos existen mas como sólidos que como gases . Los compuestos moleculares tienen un comportamiento mas variado , tenemos gases como : H 4

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2, , O 2 ,O 3 ,F 2 ,CL 2 , entre otros Una característica principal de un gas es la presión que ejerce sobre las superficies que tiene contacto , dado que las moléculas gaseosas están en constante movimiento , un ejemplo de presión de un gas es la presión atmosférica , todos los seres vivos la soportan , el instrumento de medida de esta presión es le barómetro . El barómetro mas sencillo es aquel que se construye llenando una columna de mercurio en un tubo de vidrio, con uno de sus extremos abierto y luego invirtiéndolo en un recipiente que contiene mercurio , tratando de no dejar ingresar aire en el tubo , parte del mercurio de l tubo saldrá de él , y dejara un vacío en la parte superior , mientras que el peso de la Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras 3 Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el formato, ya que todos planchan lo mismo P columna de mercurio restante estará soportando le presión atmosférica que actúa sobre al superficie del recipiente . La presión atmosférica estándar ,es de 1 atmósfera (atm) 1 atm =760mmHg 1mmHg=1torr A continuación estudiaremos las leyes que gobiernan a los gases , estas no son mas que

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consecuencia de estudios de las propiedades físicas de los gases realizadas en laboratorio . 1. LEY DE BOYLE: LA RELACIÓN ENTRE EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN: La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidad dada de un gas a temperatura constante fue descubierta en 1662 por Robert Boyle, quién resumió los resultados de experimentos efectuados con diversas muestras de gases:”A temperatura constante, el volumen V que ocupa una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión aplicada P”. En un experimento característico, se coloca una muestra de un gas en un tubo con forma de U y se permite que quede a temperatura constante. A continuación, se registra su volumen, y la diferencia de altura entre las dos columnas de mercurio. La diferencia de altura más la presión atmosférica representa la presión del gas. Haciendo lo mismo con diferentes volúmenes, obtenemos diversos valores de su presión. Al graficar el volumen del gas contra su presión a temperatura constante, la curva que se obtiene es la rama de una hipérbole. A presiones y temperaturas normales, la mayoría de los gases obedecen la ley de Boyle bastante bien. Esto de llama comportamiento ideal. En la siguiente tabla mencionaremos las relaciones presión-volumen obtenidas por Boyle P(mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250 V 1.50 1.33 1.22 1.16 0.94 0.61 0.51 PV 1.09X10 3 1.16X10 3 1.16X10 3 1.16X10 3

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1.2X10 3 1.2X10 3 1.1 X10 3 Graficas que muestran la variacion de volumen de una muestra gaseosa con la presion ejercida sobre el gas a temperatura constante: LEY DE BOYLE: LA RELACIÓN ENTRE EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN: La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidad dada de un gas a temperatura constante fue descubierta en 1662 por Robert Boyle, quién resumió los resultados de experimentos efectuados con diversas muestras de gases:”A temperatura constante, el volumen V que ocupa una masa definida de gas es inversamente proporcional a la presión aplicada P”. En un experimento característico, se coloca una muestra de un gas en un tubo con forma de U y se permite que quede a temperatura constante. A continuación, se registra su volumen, y la diferencia de altura entre las dos columnas de mercurio. La diferencia de altura más la presión atmosférica representa la presión del gas. Haciendo lo mismo con diferentes volúmenes, obtenemos diversos valores de su presión. Al graficar el volumen del gas contra su presión a temperatura constante, la curva que se obtiene es la rama de una hipérbole. A presiones y temperaturas normales, la mayoría de los gases obedecen la ley de Boyle bastante bien. Esto de llama comportamiento ideal. En la siguiente tabla mencionaremos las relaciones presión-volumen obtenidas por Boyle P(mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250 V 1.50 1.33 1.22 1.16 0.94 0.61 0.51 PV 1.09X10 3 1.16X10 3 1.16X10 3 1.16X10 3 1.2X10 3 1.2X10 3 1.1 X10 3

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Graficas que muestran la variacion de volumen de una muestra gaseosa con la presion ejercida sobre el gas a temperatura constante: Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras

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Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el formato, ya que todos planchan lo mismo V 1/V 0,6 atm 0,3 atm p

1. LEY DE CHARLES: RELACIÓN ETRE EL VOLUMEN Y LA TEMPERATURA : En 1800, dos científicos franceses, Jaques Charles y Joseph Gay Lussac , pioneros en la tripulación de globos de gas de esa época, comenzaron a estudiar la expansión de los gases al aumentar la temperatura. Sus investigaciones indicaron que la velocidad de expansión al elevarse la temperatura era constante e igual para todos los gases estudiados siempre y cuando la presión se mantuviera constante. Las implicaciones de su descubrimiento no se reconocieron a fondo hasta cerca de un siglo después. Entonces, los científicos emplearon este comportamiento de los gases como fundamento de una nueva escala de temperaturas, denominada escalas de temperaturas absolutas. -Escala de temperatura absoluta: Hasta ese momento la ley de Charles se podía escribir así: V= V0(1+ xt), donde v es el volumen de una cantidad fija de un gas, v0 es el volumen que ocupa a 0 grados celsius y x es una constante de valor aproximado de 1/273. Entonces, para el cociente entre el volumen de un gas a 2 temperaturas diferentes t1 y t2 obtenemos: V1/V2 = (273 + t1)/(273 + t2), de donde sería muy conveniente definir una nueva escala de temperatura: T = 273 + t. La temperatura T se llama temperatura absoluta o temperatura en la

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escala Kelvin. Entonces la ley de Charles sería enunciada así: ”A presión constante, el volumen que ocupa una masa dada de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta”. grafica de el volumen de un gas vs. Su temperatura , en el grafico de la derecha la Temperatura se expresa en grados kelvin (K), mientras que en el de la izquierda se

2 4 Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras

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Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el formato, ya que todos planchan lo mismo T( 0 C) V -273,15 0 C V T(K) P1 P2 P3 P4 expresa en grados centígrados (0C), debemos aclarar que cada linea representa una presión diferente:

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2. LEY DE AVOGADRO: En 1811, Amadeo Avogadro postuló lo siguiente: “A la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas”. 3. ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES: El gas ideal es aquel que obedece las leyes de los gases con exactitud. El comportamiento de estos gases, combinando las leyes antes mencionadas derivan en una ecuación: PV=RTn. Esta relación se llama ecuación de los gases ideales o ley de los gases ideales, donde Ve el volumen medido en litros, P es la presión, mayormente medido en atmósferas, n es el número de moles, T es la temperatura medida en kelvin y R es la constante de los gases ideales con un valor aproximado de 0.0821 Latm/mol k. 4. LEY DE DALTON: LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES: El número total de moles de una mezcla de gases es: ntotal = na + nb + ..... en donde na, nb, .. representan el número de moles de cada tipo de gas presente. Reordenando en la ecuación se tiene: Ptotal= (na + na + ...)RT = naRT + nbRT + .... V V V Donde naRT/V es la presión parcial a, que las na moles de gas ejercen por sí solas. Entonces si sustituimos en la ecuación se obtiene la ley de Dalton de las presiones parciales : “La presión total que ejerce una mezcla de gases ideales es la suma de las presiones parciales de los gases que la componen”. Entonces : Ptotal = Pa + Pb +... La ley de Dalton es de utilidad para describir mezclas gaseosas reales a presiones moderadas porque permite relacionar kas presiones totales medidas con la proporción de la mezcla.

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TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASES Esta teoría anos permite investigar el movimiento molecular con mas detalle; sabemos que el movimiento de las moléculas en este estado es aleatorio e impredecible pero si se mantienen constantes la presión y la temperatura , la energía cinética promedio y la velocidad cuadrática media se mantendrán constantes , pero surge un problema para calcular dichos parámetros ,pues no sabemos el numero de moléculas que se mueven a una velocidad en particular . Maxwell dio una solución a este problema , mediante cálculos estadísticos llegando a las siguiente s expresiones : (Energía cinética promedio) 2 ) (velocidad cuadrática media) 2 + u2 2 + u3 2 + u4 2 ... + un 2 (un: velocidad, de la molécula “n”)

EC = ½(m

u2 = u1

N

(N: Numero total

de moléculas) 5. LEY DE GRAHAM: DIFUSIÓN Y EFUSIÓN DE LOS GASES: EL término efusión se utiliza para describir el escape de un gas a través de las paredes, de pequeñas aberturas en materiales porosos ; y la palabra difusión para describir el movimiento de un gas hacia un espacio o la mezcla de la mezcla de un gas con otro. En 1832, Thomas Graham demostró lo siguiente: “Las velocidades de

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efusión de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares y a sus densidades”. Este enunciado se conoce como la ley de Graham y puede representarse así: Velocidad de efusión del gas A = Peso molecular de B Velocidad de efusión del gas B Peso molecular de A EXPERIMENTOS EXPERIMENTO Nº 1 (Determinación del volumen molar del Hidrogeno) Diagrama de Proceso

Datos: Volumen Muerto de la Bureta 4,53 ml Lectura del líquido desplazado 13 ml Presión atmosférica en el laboratorio 753 mmHg Temperatura del laboratorio 19ºC Presión de vapor saturado del agua a 19ºC P VH C

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2 O 19 =16,5 mmHg Mg (s) + 2HCl (ac) Mg 2+ (ac) + 2Cl (ac) +H 2(g) Cálculo de la masa de Mg 100 cm. Mg 1.62 g 1.3 cm. Mg X g X g = 0.03078 gramos Cálculo del Volumen del H 2 Desprendido Llenar el recipiente tubular con agua Colocar dentro de un vaso Determinar el volumen muerto de la bureta Echar 6 ml de HCl Completar con agua Colocar la cinta de Mg en la boca de la bureta Voltear la bureta y ver la reacción Medir el H 2 producido Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras

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Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el

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formato, ya que todos planchan lo mismo El Volumen del gas húmedo desprendido es la suma de la lectura de la bureta más el volumen muerto de la misma: VH 2 (húmedo) = 5,4 ml +13 ml = 18,4 ml Este volumen es el mismo ocupado por el gas seco. Cálculo de la Presión del H 2 (Seco) Según la Ley de Dalton se tiene P gas húmedo = P gas seco + Pv H 2 O=P atm En donde Pv H 2 O = Presión parcial del vapor de agua También Pv H2O = HR ( P VH C 2 O 19 ), HR = % de Humedad Relativa Debido a las condiciones del laboratorio asumimos HR = 100 % Luego P gas seco =P atm – P VH C 2 O 19 P

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gas seco = 753 mmHg –16.5 mmHg = 736.5 mmHg Cálculo del número moles de H 2 desprendido De la Ecuación Universal de los gases: PV = RTn De esta manera: P gas seco V gas seco = RTn Reemplazando datos: (736.5 mmHg.)(18.4 ml) = (62.4 mmHg l K mol . . )(292ºK)(n) De donde n = 0,743743 Volumen molar del H 2 (condiciones normales) De la Ecuación Universal de los gases, tenemos: PV = RTn Como R se mantiene constante, para un determinado gas se cumple: PV Tn cte Luego: PV Tn PV T mol HH lab H mH CN H 22 2 2 2 1

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seco seco CN Reemplazando: Finalmente VmH 2 = 22.2564 ml. 2 (760 ) (736.5 )(18.4 ) (292 )(0.743743) (273 )1 H mmHg Vm mmHg ml K mol C mol

Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras

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Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el formato, ya que todos planchan lo mismo El porcentaje de error respecto al verdadero valor del Vm es: exp 22.25642 18.4 % 100 17,3272% teorico 22.25642 Vm erimental Vm teorico ml ml error Vm ml

EXPERIMENTO Nº 2 (Demostración de la ley de Graham de difusión gaseosa) Diagrama de Proceso

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Materiales y datos: 1 Tubo de vidrio 2 tapones de jebe Trozos de algodón Regla HCl concentrado NH 3 concentrado Distancia del punto de reacción al NH3 = 15.4 cm. Distancia del punto de reacción al HCl = 10.1 cm. Cálculos y resultados: HCl (g) + NH 3(g) NH 4 Cl (s) Ley de Graham, para el NH 3 y HCl: 3 3 2 / 2 36.5 1.46528 1/ 1 17 HCl NH NH HCl V

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dtdM Vdtd M Distancias obtenidas: 2 15.4 1.5247 1 10.1 d d Colocar en tapón con algodón, el NH 3 Tapar el tubo con los tapones Esperar la reacción, y mediar las distancias Colocar en tapón con algodón, el HCl Lavar todo con abúndate agua Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras

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Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el formato, ya que todos planchan lo mismo % de error = 1.5247 1.212 100 20.501% 1.5247

Nota: La variación se debe a errores experimentales EXPERIMENTO Nº 3 (Comprobación de la ley de Boyle - Mariotte)

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Diagrama de Proceso

Materiales y datos: 1 tubo neumométrico 1 ampolla de nivel 1 termómetro de -10ºC a 110ºC 1 regla 1 sopote con pinzas tipo nueces Cálculos y Resultados: Volumen Base: 20.2 ml Volumen muerto del tubo: 8.1 ml Volúmenes tomados: Volumen real que ocupa el gas = volumen medido + 8.1 ml. Superiormente Desnivel tomado Inferiormente 19.6 ml 20 cm. 20.7 ml 19.0 ml 40 cm. 21.3 ml 18.6 ml 60 cm. 21.2 ml 18.1 ml 80 cm. 22.4 ml 17.6 ml 100 cm. 23.1 ml Montar el tubo neumometrico sobre el soporte Revisar que no haya fugas de aire Tapar el tubo y equilibrar el nivel de aire Montar la pera sobre

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el soporte Realizar las mediciones Superiormente Inferiormente Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI" Este archivo fue bajado de "Plancha

Experimento N #2 DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO. FUNDAMENTO TEÓRICO: Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aún cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua Los cristales cambian de forma, e incluso algunas veces, de color al quitarles el agua, indicando que el agua estaba presente como una parte integrante de la estructura cristalina. Tales compuestos se denominan hidratos. El número de moles de agua presentes por cada mol de sal anhidra es, generalmente, un número sencillo. En este experimento se encontrara el peso de agua perdido por calentamiento y la cantidad de sal anhidra que queda. La razón más simple entre los moles de sal anhidra y de agua se halla dividiendo los resultados anteriores entre la cantidad menor de estos valores. Con este valor se denomina la fórmula del hidrato propuesto. Equipos y materiales:

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1 crisol con tapa 1 balanza 1 radiador 1 triangulo 1 mechero 1 pinza Sal hidratada Procedimiento: Pesar con precisión el cristal y la tapa perfectamente limpios y secos Póngase de 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el cristal Colocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triangulo y caliente suavemente durante 5 minutos y luego aumente la temperatura durante 8 minutos). Deje enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 a 10 minutos). Pesar el crisol con la sal anhidra ( la diferencia es el contenido original del agua). Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar una vez frio, si la diferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a este límite. La diferencia entre la primera y última pesada será el agua total eliminada.

DIAGRAMA DE PROCESOS:

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CÁLCULOS Y TABLAS DE RESULTADOS TABLA#3:

Muestra Crisol+Sal anhidra

w experimental

21.91gr

w

teórica

21,80gr

% de rendimie nto

% de error

98,4%

1.6%

En el experimento se llevo a cabo la siguiente combinación: Ca (SO4).XH2O + O2 + calor De la diferencia de los pesos del sulfato de calcio hidratado y del restante, se deduce la cantidad de agua que contenía el compuesto. Cuando se peso al crisol y la tapa: 18.92gr Cuando se colocó los cristales pesaba: 21.91gr Se hicieron varias pesadas: 1ra pesada: 21.90gr 2da pesada: 21.65gr 3ra pesada: 21.70gr 4ta pesada: 21.78gr

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CONCLUSIONES

i) Las condiciones necesarias y suficientes para que un gas tenga un comportamiento ideal son: presiones muy bajas, altas temperatura y concentración moderada de la sustancia. Sólo de esta manera el gas podrá cumplir a cabalidad con la Leyes de Boyle, de Graham, la Ecuación Universal o cualquier otra que involucre conceptos basados teóricamente en las suposiciones de la teoría cinética de las gases. ii) El hidrógeno es uno de los gases más perfectos, debido a que sus moléculas son los suficientemente pequeñas como para encajar dentro del modelo cinético–molecular del gas ideal, y es por ello que se obtienen resultados muy precisos en cuanto a condiciones estándar, como en este caso del volumen molar, en el cual se aprecia que el hidrógeno realmente sufre una ínfima desviación del comportamiento ideal con respecto a otros gases, como por ejemplo el gas empleado en el experimento 3. iii) Las velocidades de difusión de los gases, medidas mediante la Ley de Graham, representan resultados cuantitativos en esencia correctos, pues no se aprecia gran margen de error, a pesar de que esta ley es aplicable mayormente a los gases ideales. Pero también es necesario anotar que, dentro del esquema de los gases reales, la Ley de Graham sufre ligeras modificaciones las cuales dependen en mayor grado de las condiciones de temperatura y presión a las que se trabaje. iv) La aplicación de la Ley de Graham, así como de la ecuación universal de los gases puede ser utilizada con diversos fines, de acuerdo al tipo de datos que se posean. Por ejemplo, en la ley de Graham podemos aprovechar los datos experimentales de las longitudes recorridas por cada gas paara determinar en peso molecular de dichos gases, aunque con ceirto margen de error. La ecuación universal resulta una herramienta muy útil cuando se

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trabaja en sistemas o máquinas termodinámicas, pues nos permite encontrar tanto presiones como volúmenes o densidades, en la medida de la gran cantidad de deducciones matemáticas que se obtienen a partir de ésta. v) El comportamiento del gas en el último experimento corresponde al de un gas real en el rango de las presiones medias (oscilando entre los 700 y 800 mmmHg). Esto quiere decir que no actuará con demasiada similitud a los gaes ideales. Se puede afirmar que, mediante un análisis gráfico y sobre todo, mediante la aplicación de la ecuación de Van Der Waals, es posible trabajar con datos más precisos en cuanto a sus desviaciones del comportamiento ideal. Pero, a pesar de todo, deducimos que la Ley de Boyle tiene validez para ciertos casos particulares y que, de manera general, sólo nos brinda una manera cualitativa de establecer que el producto PV se mantiene constante en los sistemas isotérmicos. vi) De esto último se desprende que, en general se comprueba que la variación de la presión con respecto al volumen es del orden inverso cuando la temperatura es constante. El instrumento utilizado para comprobar esta Ley es llamado “aparato de boyle” y constituye uno de los medios más eficaces para comprobar su teoría.

BIBLIOGRAFÍA

•

QUÍMICA GENERAL - RAYMOND CHANG

•

QUÍMICA GENERAL - WHINTEEN

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•

QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA - MAHAN BRUCE

•

PRINCIPIOS DE QUÍMICA. PAUL ANOER - ANTHONY SONNESSA

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