Practica Quminca 3 2s.docx

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA INGENIERÍA EN SISTEMAS AUTOMOTRICES.

LABORATORIO DE QUÍMICA APLICADA Nº DE PRACTICA: 3 TITULO DE PRACTICA: “LEYES DE LOS GASES” GRUPO: 2SV2 EQUIPO: 2 INTEGRANTES: Ochoa López Juan Daniel

FECHA: MIÉRCOLES 26 DE FEBRERO DEL 2019 NOMBRE DEL PROFESORA: GUEVARA VILLANUEVA MA. TERESA.

OBJETIVO: El alumno demostrara con los datos obtenidos en el laboratorio, las leyes de Boyle, Charles-Gay Luzca y la Ley combinada del estado gaseoso.

MARCO TEORICO Propiedades Generales de los gases. El gaseoso es el menos denso y más móvil de los tres estados de la materia. Un sólido tiene una estructura rígida, y sus partículas permanecen prácticamente en posiciones fijas. Cuando un sólido absorbe suficiente calor, se funde y se vuelve líquido. La fusión tiene lugar porque las moléculas (o iones) han absorbido energía suficiente para salir de la estructura rígida de la red cristalina del sólido. Las moléculas o iones del líquido tienen más energía que la que tenían cuando estaban en el estado sólido, y esto lo percibimos por su mayor movilidad. En el estado líquido, las moléculas se mantienen unidas entre sí. Cuando el líquido absorbe más calor, las moléculas con mayor energía escapan de la superficie del líquido y pasan al estado gaseoso el más móvil de la materia. Las moléculas gaseosas se desplazan a velocidades muy altas y su energía cinética es muy grande. La velocidad media de las moléculas de hidrógeno a 0 °C supera los 1 600 metros (1 milla) por segundo. Las mezclas de gases se distribuyen de manera uniforme dentro del recipiente que las contiene. La misma cantidad de una sustancia ocupa un volumen mucho mayor como gas que como líquido o sólido. Por ejemplo, 1 mol de agua (18.02 g) tiene un volumen de 18mL a 4°C. Esta misma cantidad de agua ocuparía alrededor de 22 400 ml en estado gaseoso un incremento de volumen de más de 1 200 veces. Podemos suponer, con base en esta diferencia de volumen, que (1) las moléculas de gas están relativamente separadas, (2) los gases pueden comprimirse de manera considerable y (3) el volumen que ocupa un gas es, en su mayor parte, espacio vacío.

Gas en un recipiente

LEY DE BOYLE Fue descubierta por 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 y Mariotte. La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen es inversamente proporcional a la presión: -Si la presión aumenta, el volumen disminuye. -Si la presión disminuye, el volumen aumenta. ¿Por qué ocurre esto? Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión. Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

P⋅V=k (el producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

P1⋅V1=P2⋅V2 que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta

LEY DE CHARLES

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (elémbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior). Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Matemáticamente podemos expresarlo así:

(El cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

LEY DE GAY- LUSSAC J. L. Gay-Lussac (1778-1850) fue un químico francés que participó en el estudio de las relaciones volumétrico de los gases. Se necesitan tres variables (presión, P; volumen, V, y temperatura, T) para describir determinada cantidad de un gas. La ley de Boyle, PV =k, relaciona la presión con el volumen a temperatura constante; la ley de Charles, V =kT, relaciona el volumen con la temperatura, a presión constante. Una tercera relación, donde intervienen presión y temperatura, a volumen constante, es una modificación dela ley de Charles. Y algunas veces se llama ley de Gay Lussac: La presión de una masa fija de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura kelvin.

Leyes combinadas Cuando la temperatura y la presión cambian al mismo tiempo, el volumen nuevo sedebe calcular multiplicando el volumen inicial por las relaciones correctas de presión y temperatura como sigue: Volumen fina = volumen inicial) (relación de presiones)(relaciones de temperatura). Esta ecuación combina las leyes de Boyle y de Charles, y se deben usar las mismas consideraciones para las relaciones de presión y temperatura en los cálculos. Las cuatro variaciones posibles son las siguientes:

1.Tanto T como P originan un aumento de volumen. 2.Tanto T como P originan una disminución de volumen. 3.T causa un aumento de volumen y P origina una disminución de volumen. 4.T causa una disminución de volumen y P origina un aumento de volumen.

De hecho, se pueden expresar las relaciones de P, V y T para una determinada masa de cualquier gas como una sola ecuación, PVIT = k. Para resolver problemas, estaecuación se escribe usualmente:

Donde P1V1 Y T1 son las condiciones iniciales y P2, V2 Y T2 son las condiciones finales. De esta ecuación se puede despejar cualquiera de las seis variables y es útil para manejar las relaciones de presión-volumen-temperatura de los gases. Observa que, cuando T es constante (T1= T2), obtenemos la ley de Boyle; cuando P es constante (PI = P2), obtenemos la ley de Charles, y cuando V es constante (VI = V2), obtenemos la ley de GayLussac.

MATERIA Y REACTIVOS 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.)

DATOS 𝑷𝑪𝑫𝑴𝑿 =585 mmHg. 𝒎𝒆𝒏𝒃𝒐𝒍𝒐 =8g 𝑫𝒊𝒏𝒕 =1.82cm. 760 mm Hg=1.013x𝟏𝟎𝟔 𝑭 𝒎𝒈 P=𝑨 =𝑨 𝒆𝒎𝒃𝒐𝒍𝒐

PROCEDIMIENTO Primera Parte 1. Monte la jeringa como se indica en la figura 1. 2. Presione ligeramente el émbolo, éste regresará a un volumen inicial V0 correspondiente a una presión inicial P0.

𝑷𝟎 =𝑷𝑪𝑫𝑴𝑿 + 𝑷𝒆𝒎𝒃𝒐𝒍𝒐 3. Ponga arriba del émbolo la pesa más pequeña figura 2 y con precaución presione ligeramente; el émbolo regresará a su volumen V1, correspondiente a una presión P1. 𝑷𝟏 =𝑷𝟎 +𝑷 𝒑𝒆𝒔𝒂 𝟏 4. Quite la pesa pequeña y ponga la más grande figura 3, presione ligeramente y anote V2 para una presión P2. 𝑷𝟐 =𝑷𝟎 +𝑷 𝒑𝒆𝒔𝒂 𝟐

5. Finalmente, con precaución ponga las dos pesas y anote V3 para una presión P3. 𝑷𝟑 =𝑷𝟎 + 𝑷 𝒑𝒆𝒔𝒂 𝟏 +𝑷 𝒑𝒆𝒔𝒂 𝟐

Segunda Parte

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 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 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, tome el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2.

CUESTIONARIO 1. Llene la tabla de datos y resultados siguiente:

𝟐

P (dinas/𝒄𝒎 ) 782.75𝑥103 857.9775𝑥103 931.8875𝑥103 1007.175𝑥103

25 40 60 80 93

PV (erg) 5576.80575𝑥103 5147.8275𝑥103 5125.3475𝑥103 5035.575𝑥103

SEGUNDA PARTE T ºK V (𝒄𝒎𝟑 ) 298.15 6 313.15 6.5 333.15 6.5 353.15 7 366.15 7.5

T ºC 25 40 60 80 93

T ºC

PRIMERA PARTE V (𝒄𝒎𝟑 ) 6.5 6 5.5 5

T ºK 298.15 313.15 333.15 353.15 366.15

V/T 𝒄𝒎𝟑 /K 20.1240 75𝑥10−3 20.156825𝑥10−3 19.510730𝑥10−3 19.821605𝑥10−3 20.483408𝑥10−3

TERCERA PARTE V (𝒄𝒎𝟑 ) P (dinas/𝒄𝒎𝟐 ) 6.5 6 5.5 5

3

782.75𝑥10 857.9775𝑥103 931.8875𝑥103 1007.175𝑥103

𝑷𝑽

(erg/K) 17.06481675𝑥103 16.43891475𝑥103 15.38460575𝑥103 14.25987575𝑥103 𝑻

2.- Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte, construya las gráficas de: V-P y T-V. LEY DE BOYLE

PROCESO: ISOTERMICO

1200 1000

PRECION

800 600 400 200 0 0

2

4

6

8

VOLUMEN

LEY DE CHARLES PROCESO: ISOBARICO

VOLUMEN

8 6 4 2 0 0

100

200

300

400

TEMPERATURA

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? 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, y no es un ideal es uno real.

CONCLUSION Aprendimos que el estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Y Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T).Y con esto comprobamos las leyes de Boyle, Charles, Gay- Luzca y combinamos las leyes., y vimos que a medida que aumenta la presión el volumen disminuye. Y que a medida que aumentamos la temperatura el volumen aumenta. CALCULOS REALIZADOS 𝑃𝐴𝑇𝑀 =585 mmHg 𝐹

𝑚𝑒𝑚𝑏𝑜𝑙𝑜 𝑔

𝑃𝑒𝑚𝑏𝑜𝑙𝑜 = 𝐴 =

𝑃𝑒𝑚𝑏𝑜𝑙𝑜 =

𝐷 𝜏( )2 2

𝑃𝐴𝑇𝑀 =585 mmHg x

𝑐𝑚

1.013𝑥106

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑐𝑚2

760 𝑚𝑚𝐻𝑔

(8𝑔)(9.81 2 ) 𝑠 1.82𝑐𝑚 2 𝜏( ) 2

= 779.74𝑥103

𝑑𝑖𝑛𝑎

= 3016.6598 𝑐𝑚2

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑐𝑚2

𝑃0 =𝑃𝐶𝐷𝑀𝑋 + 𝑃𝑒𝑚𝑏𝑜𝑙𝑜 𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑃0 = 779.74𝑥103 + 3016.6598= 782.7566𝑥103 𝑐𝑚2 𝑐𝑚 (8𝑔 + 199.5𝑔)(9.81 2 ) 𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑠 = 857.9775𝑥103 𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑃1 = 779.74𝑥103 + 2 1.82𝑐𝑚 𝑐𝑚 𝑐𝑚2 𝜏( 2 )2 𝑐𝑚 𝑑𝑖𝑛𝑎 (8𝑔 + 395.5𝑔)(9.81 𝑠 2 ) 𝑑𝑖𝑛𝑎 3 3 𝑃2 = 779.74𝑥10 + = 931.8875𝑥10 1.82𝑐𝑚 𝑐𝑚2 𝑐𝑚2 𝜏( 2 )2 𝑃3 =

𝑑𝑖𝑛𝑎 779.74𝑥103 𝑐𝑚2

𝑐𝑚

+

(8𝑔+595𝑔)(9.81 2 ) 𝑠 1.82𝑐𝑚 2 𝜏( ) 2

=1007.175𝑥103

PV (erg) 782.7566𝑥103

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑐𝑚2

857.9775𝑥103

x 6.5𝒄𝒎𝟑 = 5576.80575𝑥103 erg

𝑑𝑖𝑛𝑎

𝑐𝑚2 3 𝑑𝑖𝑛𝑎 931.8875𝑥10 𝑐𝑚2 3 𝑑𝑖𝑛𝑎

1007.175𝑥10

V/T 𝒄𝒎𝟑 /K

𝑐𝑚2

𝑥 6𝒄𝒎𝟑 = 5147.8275𝑥103 𝐞𝐫𝐠 𝑥 5.5𝒄𝒎𝟑 =5125.3475𝑥103 erg 𝑥 5𝒄𝒎𝟑 =5035.575𝑥103 𝐞𝐫𝐠

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑐𝑚2

𝟔cm3 = 20.1240 75𝑥10−3 298.15 K 𝟔. 𝟓cm3 = 20.156825𝑥10−3 313.15 K 𝟔. 𝟓cm3 = 19.510730𝑥10−3 333.15 K 𝟕cm3 = 19.821605𝑥10−3 353.15 K 𝟕. 𝟓cm3 = 20.483408𝑥10−3 366.15 K 𝑷𝑽 𝑻

(erg/K) 𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑋 6.5cm3 𝑐𝑚2 = 17.06481675𝑥103 298.15 K

782.75𝑥103

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑋 6cm3 𝑐𝑚2 = 16.43891475𝑥103 313.15 K

782.75𝑥103

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑋 5.5cm3 𝑐𝑚2 = 15.38460575𝑥103 333.15 K

931.8875𝑥103

𝑑𝑖𝑛𝑎 𝑋 5cm3 𝑐𝑚2 = 14.25987575𝑥103 353.15 K

1007.175𝑥103

BIBLIOGRAFIA Fecha consultada (Domingo 3 de marzo 2019) http://www.educaplus.org/gases/ley_boyle.html Fecha consultada ( Lunes 4 de marzo 2019) LIBRO: Fundamentos de química AUTOR: Morris Hein, Susan Arena EDITORIAL: Thomson EDICION: undécima PAGINAS: 261, 267, 268, 270, 271, 273, 275 LIBRO: Química (ciencia central) AUTOR: Theodore L. Brown EDITORIAL: Pearson EDICION: novena

PAGINAS: 318, 319, 320