Instituto Politécnico Nacional ESIME ZACATENCO LABORATORIO DE QUIMICA APLICADA Nombre de Practica: LEYES DE LOS GASES Número de Practica: 1 Grupo: 2CM6 Equipo: 1 Integrantes: Corona Zúñiga Eliasib Olguín Vélez José Gerardo Jiménez Zúñiga Jessica Natali Quijada Reséndiz Eduardo Salvador
Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
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 TEORICAS: Concepto de gas ideal y gas real Un gas ideal es un conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento de gas ideal se tiene a bajas presiones es decir en el límite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gas se desvíe de la idealidad. Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales. Para entender el comportamiento de los gases reales, lo siguiente debe ser tomado en cuenta:
efectos de compresibilidad
capacidad calorífica específica variable
fuerzas de Van der Waals
efectos termodinámicos del no-equilibrio
cuestiones con disociación molecular y reacciones elementales con composición variable.
Ley de Boyle. La Ley de Boyle, formulada por Robert Boyle, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: Donde , es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes. Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
Ley de Graham Ley de difusión de Graham La difusión es el proceso por el cual una substancia se distribuye uniformemente en el espacio que la encierra o en el medio en que se encuentra. Por ejemplo: si se conectan dos tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en corto tiempo la presión es igual en ambos tanques. También si se introduce una pequeña cantidad de gas A en un extremo de un tanque cerrado que contiene otro gas B, rápidamente el gas A se distribuirá uniformemente por todo el tanque. La difusión es una consecuencia del movimiento continuo y elástico de las moléculas gaseosas. Gases diferentes tienen distintas velocidades de difusión. Para obtener información cuantitativa sobre las velocidades de difusión se han hecho muchas determinaciones. En una técnica el gas se deja pasar por orificios pequeños a un espacio totalmente vacío; la distribución en estas condiciones se llama efusión y la velocidad de las moléculas es igual que en la difusión. Los resultados son expresados por la ley de Graham. "La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad."
En donde v1 y v2 son las velocidades de difusión de los gases que se comparan y d1 y d2 son las densidades. Las densidades se pueden relacionar con la masa y el volumen porque ( ); cuando M sea igual a la masa (peso) v molecular y v al volumen molecular, podemos establecer la siguiente relación entre las velocidades de difusión de dos gases y su peso molecular:
Aplicación de las leyes de los gases Aunque la teoría cinética de los gases se basa en un modelo bastante simple, los detalles matemáticos implicados son muy complejos. Sin embargo, sobre una Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
base cualitativa es posible utilizar la teoría para explicar las propiedades generales de las sustancias en el estado gaseoso. Los siguientes ejemplos ilustran las circunstancias en las que es útil esta teoría. • Compresibilidad de los gases. Como las moléculas en la fase gaseosa se encuentran separadas por grandes distancias (suposición 1), los gases se pueden comprimir fácilmente para ocupar un volumen menor. • Ley de Boyle. La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus moléculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La rapidez de colisión, o el número de colisiones moleculares con las paredes, por segundo, es proporcional a la densidad numérica (es decir, el número de moléculas por unidad de volumen) del gas. Al disminuir el volumen de cierta cantidad de gas aumenta su densidad numérica y, por tanto, su rapidez de colisión. Por esta causa, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presión aumenta y viceversa. • Ley de Charles. Puesto que la energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposición 4), al elevar la temperatura aumenta la energía cinética promedio. Por consiguiente, las moléculas chocarán más a menudo contra las paredes del recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, aumentando entonces la presión. El volumen del gas se expandirá hasta que la presión del gas esté equilibrada por la presión externa constante. Ley de Avogadro. Se ha demostrado que la presión de un gas es directamente proporcional a la densidad y a la temperatura del gas. Como la masa del gas es directamente proporcional al número de moles (n) del gas, la densidad se expresa como n/V. Por tanto
Para dos gases, 1 y 2, escribimos
Donde C es la constante de proporcionalidad. Por tanto, para dos gases sometidos a las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura (es decir, cuando P1 = P2, T1 = T2 y V1 = V2), se cumple que n1 = n2, que es una expresión matemática de la ley de Avogadro.
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Ley de Dalton de las presiones parciales. Si las moléculas no se atraen o repelen entre sí (suposición 3), entonces la presión ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la presencia de otro gas. Como consecuencia, la presión total estará dada por la suma de las presiones individuales de los gases.
MATERIAL Y EQUIPO EMPLEADO Material 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 Agitador 2 Pesas de plomo 1 Mechero 1 Anillo 1 Tela con asbesto 1 Jeringa de plástico graduada de 20 cm3 herméticamente cerrada 1 Termómetro 1 Pinza para Vaso de precipitados
Reactivos Aire (N2, O2, Ar, CO2, Ne, He, Kr, H2, Xe, Rn, H2O, N2O, CH4, etc.)
DESARROLLO EXPERIMENTAL Primera parte PRIMERA PARTE. 1 Monte la jeringa como se indica en la figura 1. 2 Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial
3
V0 correspondiente a una presión inicial P0. P0=PDF + P ÉMBOLO. Ponga arriba del émbolo la pesa más pequeña figura 2 y con precaución presione ligeramente; el émbolo regresará a su volumen
4
V1, correspondiente a una presión P1. P1=P0 + P PESA 1. Quite la pesa pequeña y ponga la más grande figura 3, presione
5
ligeramente y anote V2 para una presión P2. P2=P0 + P PESA 2. Finalmente, con precaución ponga las dos pesas y anote V 3 para una presión P3. P3=P0 + P PESA 1 y 2.
SEGUNDA PARTE. Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
1 Monte la jeringa como se indica en la figura 5, procurando que el nivel del agua esté arriba del volumen de aire de la jeringa. Presione ligeramente y tome el volumen V0 correspondiente a una temperatura T0 que será la temperatura ambiente del agua, para una presión P 0 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 temperaturas de ambiente, 60ºC, 80ºC y temperatura de ebullición del agua. 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 la temperatura T1 y a la presión P1. 3. Continúe calentando hasta 60ºC y ponga la pesa grande, volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2.
tome el
CUESTIONARIO 1.- Llene la tabla de datos y resultados siguiente PRIMERA PARTE P (dinas/cm2) P0= 0.7817x106 d/cm2 P1= 782.85 x103 d/cm2 P2 = 783.49 x103 d/cm2 P3 = 784.33 x103 d/cm2
V(cm3) 8 cm3 7 cm3 6.5 cm3 6 cm3
PV(erg) 6.2536x106 erg 5.4799x106 erg 5.0926x106 erg 4.7059x106 erg
Segunda parte T (°C) P0 20 °C P1 40 °C P2 60 °C P3 80 °C P4 94 °C Tercera parte T (°C) 40 °C 60 °C
T (°K) 293.15 °K 313.15 °K 333.15 °K 353.15 °K 367.15 °K
T (°K) 313.15 °K 333.15 °K
V (cm3) 7.2 cm3 7.9 cm3
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V (cm3) 8 cm3 8.5 cm3 9.5 cm3 10 cm3 10.3 cm3
V/T (cm3/°K) 0.0272 cm3/°K 0.0271 cm3/°K 0.0285 cm3/°K 0.0283 cm3/°K 0.0280 cm3/°K
P (dinas/cm2) 783.49 x103 d/cm2 784.33 x103 d/cm2
PV/T(erg/K) 18.0141x103 18.5988x103
2.- Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte, construya las gráficas de: V-P y T-V. Grafica V-P Proceso isotérmico
Grafica T-V Proceso isobárico
3.- De la primera parte, analizando la gráfica si el gas es expandible, su presión tendrá que: disminuir 4.- De la primera 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? Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
Por qué en los tres casos algo varía como es la presión, el volumen o la temperatura y por eso no puede llegar a ser constante. CALCULOS: Aembolo= π r2= π (0.91)2 = 2.60cm2 Pembolo= F/A = mg/A = (8g) (980cm/s2)/ (2.60cm2)= 0.003015x106 d/ cm2 P0= PDF + Pembolo PDF = 585mmHg (1.013x106 d/cm2) / (760mmHg)= 0.7797x106 d/cm2 P0= 0.779x106 d/cm2 + 0.003015x106= 0.782 x106 d/cm2 Pesa 1 = 225.7g Pesa 2 = 394.3g Pesa 3= Pesa 1 + Pesa 2 = 225.7 + 394.3 = (620g) P1= P0 + Ppesa 1 = 0.782 x106 d/cm2 + (225.7g) (9.81m/s2)/2.60 cm = 782.85 x103 d/cm2 P2= P0 + Ppesa 2 = 0.782 x106 d/cm2 + (394.3g) (9.81m/s2)/(2.60cm) = 783.49 x103 d/cm2 P3 = P0 + Ppesa 3 = 0.782 x106 d/cm2 + (620g) (9.81m/s2)/(2.60cm) = 784.33 x106 d/cm2 Cálculos de la tabla 1. (0.782x106 d/cm2) (5cm3) = 3.9 x106 erg (782.85 x103 d/cm2) (4.5 cm3) = 3.52x106 erg (783.49 x 103 d/cm2) (4 cm3) = 3.13 x 106 erg (784.33 x 103 d/cm2) (3.8 cm3) = 2.98x 106 erg
Cálculos de la tabla 2. 8 cm3 / 293.15°K = 0.0272 cm3/°K 8.5 cm3 / 313.15°K = 0.0271 cm3/°K 9.5 cm3 / 333.15°K = 0.0285 cm3/°K 10 cm3/ 353.15°K = 0.0283 cm3/°K 10.3 cm3 / 367.15°K = 0.0280 cm3/°K Quijada Resendiz Eduardo Salvador Grupo: 2CM6 Fecha: 15/09/16
Cálculos de la tabla 3. (783.49x103d/cm2) (7.2 cm3)/ 313.15 K = 18.0141x103 erg/K (784.33 x103 d/cm2) (7.9 cm3)/ 333.15K = 18.5988x103erg/K OBSERVACIONES La práctica se realizó sin dificultad alguna se siguieron los pasos para llegar al objetivo CONCLUSION En la práctica aprendimos que el estado gaseoso es un estado disperso de la materia, esto quiere decir que las moléculas de un gas se encuentran separadas una de otra por distancias mayores del tamaño de las moléculas. Y resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T), donde esto lo pudimos comprobar con la jeringa mientras hacíamos presión y el vaso emitía el calor. BIBLIOGRAFIA “Fundamentos de Quimica”segunda edición Ra2lph A. Burns,Editorial Pearson Educacion. “QuimicaII” Jose Mariano Bravo/ Jose Luis Rodriguez Huerta, Editorial Gpo Editorial Exodo. “Química General” Ebbing, Darrell D., 5ª ed. McGraw-Hill, México, 1997. “El Mundo de la Química Conceptos y Aplicaciones.” 2 edición; Moore, John W. /. Addison- Wesley, z México, 2000.
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