Termo

PRÁCTICA No. 1 PROPIEDADES FUNDAMENTALES DE LA DENSIDAD OBJETIVO Comprender y obtener de manera práctica el concepto de densidad, así mismo, realizar determinaciones de densidades con líquidos y gases empleando diferentes métodos. INTRODUCCIÓN Materia: La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa, además de que lo podemos detectar con nuestros sentidos. La materia se presenta cuatro estados de agregación molecular: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Propiedades. Cualquier característica de un sistema se denomina propiedad. Las propiedades se consideran intensivas o extensivas. Las propiedades INTENSIVAS son independientes del tamaño del sistema, como la temperatura, la presión y la densidad. La densidad se define como la masa contenida en una unidad de volumen. ρ = m/v [=] Kg/m3, g/cm3 Las densidades del Co2 y de aceite reportadas son:  CO2 0.0198g/cm3 a 25°C.  Densidad del aceite 0.92 g/cm3 La densidad absoluta es la relación que existe entre la masa de un sistema y el volumen que ocupa ese sistema: ρ abs = m/v [=] kg/m3, g/cm3 Algunas veces, la densidad de una sustancia se proporciona en relación con la densidad de una sustancia conocida. En ese caso, se llama gravedad específica o densidad relativa y es definida como: “la relación entre la densidad de una sustancia y la de una sustancia estándar a temperatura específica” (por lo común, agua a 4°C para la que ρH2O = 1 g/cm3). Esto es, ρ s = ρ / ρH2O Los valores de las propiedades extensivas dependen del tamaño o extensión del sistema. La masa y el volumen son algunos ejemplos. La masa se define como la cantidad de materia que contiene un sistema.

Masa (m) [=] kg, g, lbm El volumen es el espacio que ocupa un sistema Volumen (V) [=] m3, cm3, ft3 Densidad de Líquidos. Aceite. Material:  Balanza granataria.  Vaso de precipitados.  Varilla de vidrio en forma de U.  Pinzas para bureta.  Soporte universal.  Papel milimétrico. Sustancias:  Agua.  Aceite.

Procedimiento: 1) En el soporte universal colocar las pinzas para bureta. 2) En las pinzas para bureta colocar la varilla de vidrio. 3) En una varilla de vidrio en forma de U colocar agua y medir el nivel del agua, con el papel milimétrico. 4) Pesar en un vaso de precipitados 5 g de aceite. 5) Vaciar el aceite en la columna de vidrio y ver el volumen del agua desplazada, marcar el nivel del agua. 6) Medir el nuevo nivel del agua. 7) Medir el diámetro de la varilla de vidrio. 8) Determinar el volumen del agua desplazada. 9) Obtener la densidad con la masa y el volumen ya obtenidos.

DESARROLLO EXPERIMENTAL: Densidad de líquidos: ACEITE

En una probeta graduada medir 15 ml de agua.

En una varilla de vidrio en forma de U, conectar una manguera por el extremo más pequeño.

Vaciar el agua en la varilla de vidrio.

En un vaso de precipitados pesar 20g de aceite y vaciarla en la columna de vidrio.

Medir en una probeta graduada el volumen de agua desplazado por el aceite.

Hacer los cálculos para determinar la densidad del aceite.

CÁLCULOS: Peso del vaso con aceite: 55.5 g. Peso del vaso menos el aceite agregado: 55.1g. Peso del aceite agregado: 55.5 - 55.1 =0.4g de aceite Volumen: El volumen lo obtuvimos midiendo el incremento de altura y aplicando la siguiente formula: ∏*r2 *h Por lo tanto vol = ∏* (025cm)2*2.1cm Vol = 0.4123 cm3 Por lo tanto la densidad es igual a:

ρ

masa 0.4 g g g = = 0 . 97 ≈ 0 . 92 3 cm cm 3 volumen 0.4123cm 3

La densidad reportada para el aceite es de 092 g./cm3 *si nosotras hubieras medido nuestras cantidades a micro escala los resultados hubieran sido más exactos

Densidad en gases CO2 Material:  Una probeta graduada de 250ml.  Un metro de manguera látex.  Un vaso de precipitado de 100ml.  Una balanza analítica.  Una pizeta.  Un matraz erlenmeyer de 250ml.  Un tapón horadado.  Un tubo de vidrio.  Silicón. Sustancias:  Alka-seltzer.  Agua destilada. Procedimiento: 1) Pesar una pastilla de alka-seltzer, anotar el peso de la misma. 2) Pesar el matraz erlenmeyer de 50ml + 125ml de agua destilada, anotar el peso de este. 3) Al vaso de precipitados se le pega en un costado, con la ayuda del silicón, la manguera este se coloca invertido en la bandeja con agua de tal forma que esta llegue a más de la mitad del vaso pero sin tocar la punta de la manguera. 4) Montando el equipo. 5) Introducir rápidamente la pastilla de alka-seltzer en el matraz erlemeyer que contienen agua destilada, y tapar con el tapón horadado conectado con una manguera hacia la probeta. 6) Esperar a que la pastilla de alka-seltzer reaccione completamente con el agua. Desprendiendo así el CO2. 7) Medir el desplazamiento de volumen de agua que realizo el gas dentro de la probeta. 8) Pesar el matraz con el agua y lo que sobro de la pastilla. 9) Obtener la diferencia de pesos entre el matraz+agua+alka-seltzer y el matraz+agua+residuos de la reacción. Observar también la diferencia de volúmenes antes y después de la reacción. Obteniendo así la masa del gas. 10) Con la masa del gas y el volumen desplazado, obtener la densidad del CO2, con la relación masa por unidad de volumen.

Densidad de los gases:

Pesar una pastilla de alka-seltzer, anotar el peso de la misma.

Pesar el matraz erlenmeyer de 25ml – 50ml + 15ml de agua destilada, anotar el peso de este.

Llenar el cristalizador a una mitad de su capacidad, colocar con ayuda del soporte y las pinzas la probeta de manera invertid al mismo nivel de agua que la del recipiente, conectado hacia el matraz con ayuda de la manguera látex y el tubo de vidrio.

Tener el equipo listo para poder introducir rápidamente la pastilla de alka-seltzer en al matraz erlemeyer que contienen agua destilada, y tapar con el tapón horadado conectado con una manguera hacia la probeta.

Esperar a que la pastilla de alka-seltzer reaccione con el agua. Desprendiendo así el CO2. Observar el desplazamiento de volumen que realizo el gas dentro de la probeta.

Pesar el matraz con el agua y los residuos de la reacción.

Obtener la diferencia de pesos entre el matraz+agua+alkaseltzer y el matraz+agua+residuos de la reacción. Observar también la diferencia de volúmenes antes y después de la reacción. Con la masa del gas y el volumen desplazado, obtener la densidad del CO2, con la relación masa por unidad de volumen.

CÁLCULOS: Peso de matraz con agua: 221.2 g. Peso de la pastilla: 3.2 g. Peso inicial: (Reactivos juntos) 224.2g. Peso final de los reactivos después de reaccionar: 224.2 g. Peso de la masa de CO2: 224.4g - 224.2g = 0.2g. Volumen de CO2 = al volumen de agua desplazado en la probeta = 10ml. Por lo tanto la densidad es:

ρ

masa 0 .2 g = = 0.02 g ≈ 0.02 g ml ml volumen 10ml

La densidad reportada del CO2 es 0.0198g/cm3 a 25°C.

Comprobación de la densidad del agua. Material:  Una cubo de 1 cm. por lado.  Balanza granataria.  1 Pizeta.

Procedimiento: 1) Pesar el cubo en la balanza granataria el cubo. 2) Llenar el cubo con agua. 3) Volver a pesar el cubo con el agua. 4) Obtener la diferencia de pesos. 5) Obtener la densidad del agua.

Comprobación de la densidad del AGUA. Pesar el cubo en la balanza granataria.

Llenar el cubo con agua hasta el tope.

Volver a pesar el cubo con el agua.

Obtener la diferencia de pesos.

Obtener la densidad del agua.

CÁLCULOS: La densidad es

ρ

masa y siendo que tenemos un cubo de 1 cm3 que volumen

peso 1 g de agua comprobamos que la densidad el agua es 1 g/cm3 CONCLUSIONES:  Se logro determinar de manera práctica, las densidades de sólidos y líquidos.  Se comprobó que el aceite tiene una densidad menor a la del agua, por que cuando entran en contacto ambos líquidos, el aceite permanece arriba del agua.  La ecuación de la densidad expresa la relación que existe entre la masa y el volumen de un sistema; un gramo de agua cabe en un cm3.  La densidad de los gases son menores a las de los líquidos.  Concluimos que la densidad efectivamente no depende de la cantidad de materia, por lo tanto, es una propiedad intensiva. FUENTES DE CONSULTA:  Cengel Yunus A., Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ª ed., México, 2003, 10-12 pp.  Smith, J. M., Van Ness, H. C. y Abbott, M. M. Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química. México: McGraw – Hill, 6ta. edición, 2003.

PRÁCTICA No. 2 LEY DE LOS GASES IDEALES. OBJETIVO: Demostrar las leyes de los gases ideales, la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y Gay-Lussac, mediante distintos experimentos que nos ayudaran a ejemplificar y exponer estas leyes. INTRODUCCIÓN: Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que hace que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen. El volumen es una magnitud que mide el espacio ocupado por un cuerpo. La compresibilidad es la propiedad que tiene la materia de reducir su volumen cuando se ejerce presión sobre ella, mediante la aplicación de una fuerza. Un fluido es cualquier sustancia que fluye. Los fluidos ocupan un volumen determinado por el recipiente que los contiene. La presión es una magnitud física que expresa la fuerza ejercida por un cuerpo sobre una unidad de superficie. La presión atmosférica es la presión del aire sobre la superficie terrestre y en la ciudad de Toluca es de 560 mmHg. o 0.726atm. Ley de los gases ideales. Un gas ideal se define como aquél cuyas moléculas se encuentran lo suficientemente alejadas, de forma tal que el comportamiento de una molécula no resulta afectado por la presencia de otras y obedece a la ecuación: PV = nRT Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos. Los gases se encuentran en un estado casi esférico, las partículas del gas no pueden adquirir volúmenes tan grandes como otros, además pueden tomar la forma de lo que quieran. El volumen de los gases es muy variable, ya que presentan la propiedad de compresibilidad, o sea que pueden comprimirse reduciendo así su volumen.

El volumen de los gases no es constante, ya que tienden a expandirse uniformemente hasta llenar el espacio que ocupan. La mayor parte del volumen ocupado por un gas lo constituye el espacio que hay entre las moléculas. Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que se suprimen las fuerzas y colisiones intermoleculares, por tanto el gas se puede comprimir o expandir con facilidad. Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases ideales. Las características que debe de cumplir un gas para considerarse ideal son:  El volumen excluido tiende a cero.  Las fuerzas intermoleculares tienden a cero.  Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos. La Ecuación de Estado. Una ecuación de estado es toda aquella ecuación que relaciona la Temperatura, Presión y Volumen específicos de un sistema. Esta ecuación expresa la relación que existe entre las magnitudes relevantes en los gases ideales, y describe el comportamiento de los gases en condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases se aparta del descrito por esta ecuación Conocidas dos de las tres variables se puede determinar la otra. La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas ideal es:

Donde: • = Presión. • = Volumen. • = Cantidad de sustancia [mol]. • = Constante del gas. • = Temperatura en Kelvin. La constante R es una constante universal de los gases, independiente de la especie en estudio. Su valor numérico es de: 8,314472 J/K • mol

0,08205746 L • atm/K • mol 8,2057459 × 10-5 m3 • atm/K • mol 8,314472 L • kPa/K • mol Para una misma cantidad de masa gaseosa, podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura. A esto se le conoce como la Ecuación general de los gases, y su ecuación matemática es la siguiente:

Ley de Avogadro Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. El número de Avogadro, matemáticamente hablando, es igual a 6.023x1023 moléculas para un mol de gas. Ley de Boyle-Mariotte Robert Boyle estudió la compresibilidad del aire y descubrió la ley que rige la relación entre la presión y el volumen. El francés Déme Mariotte, descubrió la misma ley utilizando un tubo muy semejante al de Boyle, por esta razón, esta ley es conocida como Boyle-Mariotte. Esta 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, y dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión que se aplica. Por eso, cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. Manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Leyes de Charles y Gay-Lussac Esta ley relaciona directamente el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante. En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas.

La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes.

La ecuación matemática que corresponde a esta ley es:

DESARROLLO EXPERIMENTAL Experimento no. 1: PARA LEY DE BOYLE-MARIOTTE. Materiales: Tubo en U. Mercurio. Jeringa de 5ml. Soporte universal.  Pinzas para bureta.  Jeringa.  Papel milimétrico.    

Procedimiento:  En un tubo en forma de u y sellado de un lado colocar Hg. hasta que se alcance un equilibrio.  Pegar la hoja de papel milimétrico por detrás del tubo en U para poder medir la altura del mercurio.  Anotar la lectura que dio en milímetros y esta será la presión atmosférica igual a P1.  Agregar mas mercurio de tal manera que el peso del mismo comience a comprimir el aire que esta del lado sellado del tubo.  Anotar el volumen final del aire después de agregar varios volúmenes de mercurio.  Mediante cálculos obtener la presión final del aire dentro del bulbo.

Ley de Boyle

Doblar un tubo de vidrio en forma de U y sellarlo por un extremo.

Agregar Hg. al tubo hasta que tenga el mismo nivel en ambos brazos del tubo.

Medir la altura que tiene el gas en el sistema h1.

Agregar más Hg.

Medir la altura que tiene el gas en el sistema h2.

Volver agregar Hg. Hasta tomar un mínimo de 4 lecturas.

Experimento no. 2: PARA LA LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC. Material:  Silicón.  2 Jeringas de 5ml.  2 vasos de precipitados de 100ml.  Hielos.  Acetona.  Agua.  Mechero Fisher.  Soporte universal.  Arillo metálico.  Tela de asbesto. Procedimiento:    

 



 



Poner a enfriar la acetona con hielo y por otro lado calentar agua hasta cerca del punto de ebullición. En uno de los vasos vamos a colocar agua caliente y en la otra acetona y hielos. Medir la temperatura de cada uno de los sistemas. Llenar la jeringa con 3ml de aire y taparla perfectamente de la punta. Tomar la temperatura ambiente. Tomar la jeringa totalmente sellada y sumérjala en el agua caliente, espere un minuto y lea el aumento de volumen del aire dentro de la jeringa y la temperatura del agua. La otra jeringa llenarla con 5ml de aire y sellarla perfectamente de la punta con silicón, tomar la temperatura del ambiente y sumergir la jeringa en acetona con hielos. Tomar la temperatura final. Esperar para ver la compresión del aire contenido en la jeringa. Anotar los resultados obtenidos.

Ley de Charles- Gay Lussac

Llenar una jeringa con aire hasta 5ml (V1).

Llenar una jeringa con aire hasta 3ml (V1).

Sellar perfectamente punta de la jeringa.

Sellar perfectamente punta de la jeringa.

la

Medir la temperatura ambiente (T1).

Llenar un vaso de precipitados (100 ml) con hielos y acetona (vaso 1), medir la temperatura (T2).

Introducir la jeringa al vaso de precipitados 1.

la

Medir la temperatura ambiente (T1).

En un vaso de precipitados (vaso 2) de 100ml agregar 80ml de agua y poner a calentar hasta una temperatura de 80°C.

Introducir la jeringa al vaso de precipitados 2.

Observar las expansiones y compresiones del gas medir volumen final de ambas jeringas (V2).

Experimento no. 3: PARA LA LEY DE GAY LUSSAC. Material:    

Jeringa. Silicón. Baño Maria. Mechero Fisher.

Procedimiento:  Colocar silicón en la parte trasera del embolo de la jeringa de tal manera que el volumen contenido en esta no se pueda expandir.  Sellar perfectamente la punta de jeringa.  Sumergir la jeringa en acetona con hielos por un momento y tomar la temperatura inicial.  Calentar a baño Maria por 10 min.  Tomar la temperatura final del agua la va a ser la misma que tenga nuestro sistema.  Realizar los cálculos para obtener la presión final.

Ley de Gay Lussac

Llenar de aire una jeringa y sellarla perfectamente de la punta.

Colocar unas bridas en el émbolo de la jeringa, de tal manera que no se desplace el émbolo.

Llenar un vaso de precipitados (100 ml) con hielos y acetona (vaso 1), medir la temperatura (T1).

Introducir la jeringa al vaso de precipitados 1.

En un vaso de precipitados (vaso 2) de 100 ml, agregar 80 ml de agua, poner a calentar hasta alcanzar una temperatura entre 8085°C.

Medir la temperatura (T2).

Pasar la jeringa directamente del vaso 1 al vaso 2.

Observar y determinar el cambio de presión en el sistema.

CÁLCULOS:  Ley de Charles-Gay Lussac: Cuando la presión de un gas es constante su volumen es directamente proporcional a su temperatura. Matemáticamente la expresión es:

a) Jeringa con hielos y acetona: Datos: V1 = 5 mL V2 = 4.2 mL

T1 = 22 °C T2 = -8 °C

°K = °C +273 T1 = 22°C + 273 T1 = 295 °K

T2 = -8°C + 273 T2 = 265 °K

5ml 4.2ml = 295° K 265° K 0.1694 ≈ 0.01584 b) Jeringa con agua caliente: Datos: T1 = 22 °C T2 = 80 °C

V1 = 3.0 mL V2 = 3.2 mL

Transformando las temperaturas a escala absoluta Kelvin, tenemos que: °K = °C +273 T1 = 22°C + 273 T1 = 295 °K

T2 = 80°C + 273 T2 = 353 °K

3ml 3.2ml = 295° K 353° K 0.01016 ≈ 000906

 Ley de Gay-Lusaac Si el volumen de un gas permanece constate la presión va a ser directamente proporcional a su temperatura: P1 P2 = T1 T2 Datos: T1 = -8 °C T2 = 82 °C

P1 = 560 mmHg P2 = ???

Transformando las temperaturas a escala absoluta Kelvin: °K = °C +273 T1 = -8°C + 273 T1 = 265 °K

T2 = 82°C + 273 T2 = 355 °K

Para obtener la P2, como nuestro sistema se encuentra a volumen constante, podemos utilizar la ecuación anterior despejando P2: P1 T2 = P2 T1 p2 =

(560mmHg )(355° K ) = 776.5625mmHg 256° K

 LEY DE BOYLE “A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión”: P1V1 =P2V2 h1 del gas del sistema = 6.3 cm V1 = ∏*r2*h = (3.1416)(0.25 cm) 2 (6.3 cm) V1 = 1.2370 cm3 h2 después de agregar el Hg = 6.1 cm V2 = ∏*r2*h = (3.1416)(0.25 cm) 2 (6.1cm) V2 = 1.1977 cm3

P1 = Patm = 560 mmHg Si P1V1 =P2V2 Entonces, despejando P2: P2=P1V1/V2 P2= (560 mmHg)(1.2370 cm3) / 1.1977 cm3 P2= 578.3752 mmHg V3 = ∏*r2*h = (3.1416)(0.25cm) 2 (5.8 cm) V3= 1.1388 cm3 Si P2V2 =P3V3 Entonces, despejando P3: P3=P2V2/V3 P3= (578.3752 mmHg)(1.1977 cm3) / 1.1388 cm3 P3= 608.2683 mmHg V4= ∏*r2*h = (3.1416)(0.25cm) 2 (5.6 cm) V4= 1.0995 cm3 Si P3V3 =P4V4 Entonces, despejando P4: P4=P3V3/V4 P4= (608.2683 mmHg)(1.1388 cm3) / 1.0995 cm3 P4= 630.0099 mmHg RESULTADOS: Volumen (cm3) 1.237 1.1977 1.1388 1.0995

Presión (mmHg) 560 578.3752 608.2683 630.0099

CONCLUSIONES:  El aire tiene un comportamiento muy cercano al de un gas ideal, ya que sigue las leyes de los gases ideales, como la ley de Boyle, ley de CharlesGay Lussac y de Gay Lussac.  La presión, el volumen y la temperatura guardan una relación entre sí para determinar el comportamiento de un gas ideal y la variación de una de estas propiedades, afecta a las demás.

De forma experimental pudimos observar la comprobación de las leyas de los gases. FUENTES DE CONSULTA:  Virgil Moring Faires, Termodinámica, Ed. Limusa.  Raymond Chang Química 6° Edición., Editorial Mc Graw Hill

PRACTICA No. 2 LEY DE GASES IDEALES. OBJETIVO: Demostrar prácticamente la ley de los gases ideales. INTRODUCCIÓN: Gas: Es el estado de la materia que no tiene forma ni volumen propio. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Todos los gases poseen las siguientes características físicas: • • • • •

Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Se consideran lo más compresibles de los estados de la materia. Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan completa y uniformemente. Cuentan con densidades mucho menores que los sólidos y líquidos. Tienen volumen excluido; es decir que existe un volumen vacío entre las moléculas.

Gas ideal: Son gases hipotéticamente hablando (imaginarios), idealizados del comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Debido a su estado gaseoso, también se les conoce como gases perfectos. Ecuación de estado: PV=n R T Donde: P: presión absoluta. T: temperatura absoluta. V: volumen específico. n: numero de moles. R: constante de los gases ideales y su valor es: •

8.314 Kj/(kmol•K)

•

8.314 KPa•m3/(kmol•K)

•

0.082 atm•L/(mol•K)

Para que exista un gas ideal debe presentar las siguientes características: •

Volumen excluido tiende a cero.

•

Fuerzas intermoleculares tienden a cero.

•

Los choques entre sus moléculas son perfectamente elásticos.

Gas Real: Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales.

Ley de los gases ideales:

Es un modelo matemático que engloba a dos leyes matemáticas que son: •

Ley de Boyle-Mariotte

El volumen es inversamente proporcional a la presión; a temperatura constante es decir: •

Si la presión aumenta, el volumen disminuye

•

Si la presión disminuye, el volumen aumenta P1V1=P2V2

•

Ley de Charles-Gay Lussac

El volumen es directamente proporcional a la temperatura, a presión constante, es decir: •

Si la temperatura aumenta el volumen también aumentará

•

Si la temperatura disminuye el volumen también disminuirá V1/T1=V2/T2

•

Ley de Avogadro

A volúmenes iguales de todos los gases ideales a presión y temperatura particulares contienen el mismo número de moléculas. Este enunciado es cierto solo para un gas ideal, el número de moléculas de cualquier sustancia es una constante NA denominada número de Avogadro. NA= •

22.4lt

•

6.023x1023gmol-1

•

Cada 6.023x1023gmol-1 ocupa 1 mol de sustancia (gas). 1mol=6.023x1023moleculas V1/n1=V2/n2

DESARROLLO EXPERIMENTAL.

Prueba 1: Ley de Boyle – Mariotte:

Material: •

2 varillas de vidrio.

•

Mechero.

•

Papel milimétrico.

•

1 jeringa de 10ml.

•

Soporte universal.

•

Pinzas para bureta.

•

Vaso de precipitado de 250ml

Reactivos: Mercurio.

Procedimiento:

1.- Doblar la varilla de vidrio en forma de J con ayuda del mechero. 2.- Sellar un extremo de la varilla en forma de J.

3.-Armar el sistema colocando con cuidado la varilla en forma de J del extremo no cerrado, sujetado por la pinza de bureta. 4.- Colocar una hoja milimétrica detrás del extremo cerrado de la varilla en forma de J. 5.- Adicionar mercurio cuidadosamente hasta que se igualen los niveles en ambos extremos. 6.- Ir agregando poco a poco mercurio hasta ver una disminución en el volumen del gas y un desnivel en la columna del mismo. 7.- En ese instante medir el aumento de mercurio. 8.- Repetir el paso 6 y 7, 5 veces.

Prueba 2: Ley de Charles-Gay-Lussac.

Material:

Sustancias:

•

3 vasos de precipitados de 100ml.

Hielos.

•

3 jeringas de 10ml.

Cetona.

•

Cola-loka.

Agua.

•

Mechero.

•

Soporte universal.

•

Rejilla de asbesto.

•

Cerillos.

•

1 Termómetro.

•

1 Baño María.

Procedimiento:

1.-Tapar la punta de la jeringa con cola-loka hasta que selle herméticamente.

2.- En un vaso de precipitado colocar 50 ml de agua, posteriormente llevarla a ebullición e introducir la jeringa y observar los cambios, tomar la lectura de la temperatura. 3.- Cuando haya un aumento considerable de volumen, en otro vaso de precipitado que contenga agua con hielos, de inmediato introducir la jeringa hasta observar una disminución en el volumen del gas y tomar nuevamente la lectura de la temperatura. 4.- Cuando se haya observado la disminución de volumen, en otro vaso de precipitado que tenga cetona y esta a su vez estará en hielos, introducir esa misma jeringa y observar otra disminución y tomar una ultima lectura de la temperatura. 5.- Repetir el experimento 5 veces y colocar en una tabla las lecturas de volumen de aire y temperatura; a partir de esta tabla construir una gráfica de V contra T.

Ley de Boyle-Mariotte.

Doblar la varilla en forma de J con ayuda del mechero.

Sellar un extremo de la varilla en forma de J.

Armar el sistema colocando con cuidado la varilla en forma de J del extremo no cerrado, sujetado por la pinza para bureta.

Colocar una hoja milimétrica detrás del extremo cerrado de la varilla en forma de J.

Adicionar Hg. Cuidadosamente hasta que se igualen los niveles en ambos extremos.

Ir agregando poco a poco Hg. Hasta ver una disminución en el volumen del gas y un desnivel en la columna del mismo. En ese instante medir el aumento de Hg. Y así determinar su presión y volumen.

Repetir el experimento 5 veces y colocar en una tabla las lecturas del volumen del gas y temperaturas.

Ley de Charles –Gay Lussac

Tapar la punta de una jeringa con cola-loka hasta que selle herméticamente, antes de eso dejar un pequeño volumen de gas dentro de ella.

En un vaso de precipitados colocar 50ml de agua e introducir la jeringa y observar los cambios, tomar la lectura de la temperatura.

Cuando haya un aumento considerable de volumen, en otro vaso de precipitados que contenga agua con hielos, de inmediato introducir la jeringa hasta observar una disminución en el volumen del gas, y tomar nuevamente la lectura de la temperatura.

Cuando se haya observado la disminución de volumen, en otro vaso de precipitados que tenga cetona y esta a su vez este en hielos, introducir esa misma jeringa y observar otra disminución y tomar una ultima lectura.

RESULTADOS:

Prueba 1: Ley de Boyle-Mariotte

No.

Volumen del gas (mm3)

Altura(mm)

Presión (mm de Hg)

1

60

560

1179.09

2

51

569

1001.38

3

45

575

833.57

4

40

580

785.40

5

31

589

608.68

CÁLCULOS: Datos: Diámetro=5mm

Radio=2.5mm V=¶r2h Calculo de volumen: V1=¶(2.5mm)2(60mm)= 1178.09mm3 V2=¶(2.5mm)2(51mm)= 1001.38mm3 V3=¶(2.5mm)2(45mm)= 883.57mm3 V4=¶(2.5mm)2(40mm)= 785.40mm3 V5=¶(2.5mm)2(31mm)= 608.68mm3

Prueba 2: Ley de Charles-Gay Lussac

°C

Sustancias

Volumen inicial (ml)

Volumen final (ml)

Variación de volumen (ml)

90

Agua caliente

6.0

7.2

1.2

0

Agua con hielos

7.2

6.6

0.6

-4

Agua con acetona

6.6

6.0

0.6

80

Agua caliente

6.0

7.0

1.0

-0.1

Agua con hielos

7.0

6.5

0.5

-4.1

Agua con acetona

6.5

6.0

0.5

70

Agua caliente

6.0

6.8

0.8

-0.2

Agua con hielos

6.8

6.4

0.4

-4.2

Agua con acetona

6.4

6.0

0.4

60

Agua caliente

6.0

6.6

0.6

-0.3

Agua con hielos

6.6

6.3

0.3

-4.3

Agua con acetona

6.3

6.0

0.3

50

Agua caliente

6.0

6.4

0.4

-0.4

Agua con hielos

6.4

6.2

0.2

-4.4

Agua con acetona

6.2

6.0

0.2

CONCLUSIONES:

Ley de Charles-Gay Lussac.  Observamos que a presión constante efectivamente al aumentar la temperatura aumenta proporcionalmente el volumen. 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 aumentara el volumen (el embolo se desplazara 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 tienen el mismo valor.

Ley de Boyle-Mariotte.  Observamos que a temperatura constante efectivamente el volumen es inversamente proporcional a la presión. Al aumentar el volumen, las partículas del gas tardan mas en llegar a las paredes del recipiente, y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo entre ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

FUENTES DE CONSULTA:  Cengel Yunus A., Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ª ed., México, 2003, 10-12 pp.

PRÁCTICA NO. 3 LEY DE AMAGAT. OBJETIVO: Demostrar y comprobar la ley de Amagat, la cual establece que el volumen total ocupado por una mezcla de gases, es igual a la suma de los volúmenes parciales de cada gas que compone dicha mezcla. INTRODUCCIÓN: Una mezcla de gases ideales, es el conjunto de varios gases diferentes (a los cuales podemos emplear como gases ideales) que forman un compuesto determinado, por ejemplo el aire: mezcla de los siguientes gases.

Gas N2 O2 Ar CO2 H2, He, Ne, Kr, Xe

% 78.03 20.99 0.94 0.03 0.01

Para fines de cálculo, solo se consideran 79% de N2 y 21% de O2, ya que los demás componentes tienen concentraciones mínimas. Aunque cabe destacar que si el aire no tuviera todos los demás componentes, no sería respirable. Estas mezclas gaseosas, tienen una presión, un volumen y una temperatura determinados, sin embargo, se sabe que en una mezcla de gases ideales, cada gas se comporta como si el solo ocupara el volumen, como si estuviera a la temperatura de la mezcla y la presión total de la mezcla es la suma de las presiones de cada uno de sus componentes (Ley de Dalton), ya que es un gas constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no.

Presión de la mezcla Volumen Temperatura

Mezcla de gases

VOLUMEN DE UNA MEZCLA. Cada gas en una mezcla se expande hasta llenar todo el volumen del recipiente que lo contiene a la temperatura de la mezcla. Supóngase que se colocan tres gases, a, b y c en recipientes separados, cada uno con diferentes volúmenes pero a la misma presión y temperatura. Si los tres recipientes se colocan juntos y se quitan las subdivisiones, la presión y la temperatura de la mezcla permanecerán constantes, si los gases son ideales y podrá aplicarse la ley de los volúmenes parciales. 1=

Va Vb Vc + + Vm Vm Vm

ó

Vm = Va + Vb + Vc

Esta es una expresión de la ley de Amagat, que establece que el volumen de una mezcla es la suma de los volúmenes que cada gas ocuparía por separado si estuviera a la presión y temperatura de la mezcla. Dicho de otra manera, establece que en un sistema que contiene una mezcla de gases ideales, el volumen total ocupado por los componentes gaseosos, es igual a la suma de los volúmenes parciales de los mismos, considerando que cada uno de ellos esta a la presión total de la mezcla. A esta ley también se le llama ley de los volúmenes parciales, y fue formulada en 1893.

Volumen parcial es el volumen que ocuparía un gas si estuviera solo en el recipiente que los contiene. El componente gaseoso i-ésimo tiene un volumen parcial, a la presión total de la mezcla, que igual a: vi=xivT, siendo xi la fracción molar del gas i-ésimo. La fracción molar es igual a la fracción de volumen de la mezcla. La fracción volumétrica se define como la razón del volumen parcial de un componente al volumen total de la mezcla. Las leyes de Amagat y de Dalton son equivalentes entre sí, si los gases y la mezcla son gases ideales, por lo que son aproximadamente ciertas para los gases reales. Análogamente la ecuación nm=na+nb+nc postula que el número de moles de un gas en una mezcla es igual a la suma de las moles de los gases que la forman. También es claro que la masa total de una mezcla gaseosa debe ser igual a la suma de las masas de los componentes. Entonces se tiene que mm=ma+mb+mc Si resumimos lo anterior, tenemos las siguientes premisas: 1. La masa de la mezcla es la suma de las masas de los componentes de la mezcla. 2. El número total de moles de la mezcla es igual a la suma del número de moles de los gases componentes de la mezcla. 3. La ecuación de estado de un gas ideal es aplicable tanto a los componentes como a toda la mezcla. DESARROLLO EXPERIMENTAL: Material: • • • • • • •

Vaso de precipitados de 50Ml. Manguera de hule. Jeringas de 10ml y 20ml. Anilina azul. Globo de helio. Recipiente grande. Silicón.

Sustancias: • •

Aire. Sal de uvas.

•

Agua.

Procedimiento: 1. En un recipiente colocar agua hasta la mitad y agregarle la anilina azul. 2. Pegar la manguera en la pared del vaso de precipitados. 3. Introducir de forma invertida un vaso de precipitados de tal manera que este completamente lleno de agua, para que no quede aire atrapado dentro de el. 4. Con una jeringa de 10mL extraer el gas que se crea de la reacción de sal de uvas en agua e introducirlo al vaso a través de la manguera. 5. Llenar con aire una jeringa de 10mL e introducirlo al sistema a través de la manguera. 6. Extraer 10mL de Helio del globo e introducirlo en el sistema a través de la manguera. 7. Introducir cada gas al vaso de precipitados a través de la manguera. 8. El volumen de estos gases debe desplazar un volumen igual de agua contenida en el vaso de precipitados. 9. Para comprobar el volumen final de nuestra mezcla de gases vamos a extraer la mezcla de gases e inyectarla en otro recipiente, una jeringa o algún otro en el que se pueda leer fácilmente el volumen final de la mezcla de gases.

DIAGRAMA DE BLOQUES

Pegar la manguera en un vaso de precipitados. Colocar hasta la mitad en un recipiente y agregarle anilina azul.

Introducir el vaso invertido en el recipiente de agua.

Llenar con aire una jeringa de 10mL

Extraer 10mL del gas helio que contiene el globo.

Extraer 10mL del gas que se crea de la reacción de sal de uvas.

Introducir cada gas al vaso de precipitados a través de la manguera.

Leer el volumen final de nuestra mezcla y obtener conclusiones.

CÁLCULOS: Para obtener los volúmenes parciales del aire, se tomaran en cuenta los siguientes porcentajes: N2 79% O2 21% Por lo tanto, para un volumen de 10mL de aire, tenemos: VN2= 10mL de aire

79% de N2 = 7.9 mL de N2 100% de aire

VO2= 10mL de aire

79% de N2 = 7.9 mL de O2 100% de aire

La ley de Amagat establece que:

VT= VA+ VB+ VC+ VD Nuestra mezcla gaseosa contiene N2, O2, CO2, y He, entonces, aplicando la ley de Amagat tenemos: VT=VN2+VCO2+VO2+VHe Si VN2 = 7.9mL VO2 = 2.1mL VCO2 = 10mL VHe = 10mL Sustituyendo estos datos tenemos que: VT=7.9mL+2.1mL+10mL+10mL VT=30mL Comprobación Según la ley de Amagat: 1= Va + Vb + Vc VT VT VT Lo que nuestra mezcla gaseosa es: 1= VN2 + VO2 + VCO2 + VHe VT VT VT VT Sustituyendo nuestros datos tenemos que: 1= 6.9mL + 30mL

2.1mL + 10mL + 10mL 30mL 30mL 30mL

1=0.2633+0.07+0.3333+0.3333 1 ≈ 0.9999 CONCLUSIONES:  La ley de Amagat solo tiene una aplicación matemática y no real, es por ello que para demostrarla tuvimos que formar la mezcla con volúmenes

parciales y así obtener el volumen total de nuestra mezcla; para poder cumplir con lo establecido por la ley.  Otra forma de comprobar el volumen total de la mezcla es medir el volumen desplazado de agua dentro del vaso de precipitados; lo cual debe ser el mismo que el volumen agregado de gas a dicha mezcla.  Si observamos nuestras operaciones realizadas, a partir de los datos obtenidos en la practica, podemos ver que la suma de las fracciones (0.999) parciales es muy cercano a 1 esto es debido a que nuestro material es de gran exactitud cumpliendo así con lo establecido de: “las sumas de los volúmenes parciales es siempre igual a 1” FUENTES DE CONSULTA:  Cengel Yunus A. Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ta ed., Mexico, 2003, 10-12pp.  Smith, J. M., Van Ness, H. C. Y Abbott, M. M. Introducción a la Termodinamica en Ingenieria Quimica. Mexico: Mc Graw – Hill, 6ta. edicion, 2003.

PRACTICA No. 3 LEY DE AMAGAT. OBJETIVO: Determinar el volumen total de una mezcla gaseosa así como el volumen parcial de cada uno de estos gases para poder comprobar la ley de Amagat. INTRODUCCIÓN: La ley de los gases ideales es buena en rangos de temperatura y presión, pero los gases se comportan de otra forma cuando las temperaturas bajan o cuando la presión aumenta, así que en estos casos, la ley de los gases ideales deja de ser válida, pues ya no se referiría a un gas ideal. Es válida sólo a bajas densidades y altas temperaturas.

Una propiedad básica de cualquier gas es que su ecuación de estado se aproxima a la de un gas ideal a medida que se permite que su presión disminuya a cualquier temperatura sobre la temperatura crítica. Lo que sucede físicamente es que teniendo una densidad baja, la distancia entre las moléculas del gas va a aumentar se eliminaran de forma gradual las fuerzas entre ellas, excepto aquellas que surgen momentáneamente durante las colisiones, las cuales también son menos esporádicas. Los gases reales se aproximan mucho a este comportamiento cuando se encuentra a baja presión o a alta temperatura. Cuando se mezclan dos o más gases ideales, el comportamiento de una molécula no se ve afectado por la presencia de otras moléculas similares o diferentes. Esto suele basarse en la ley de Amagat y de Dalton, la ley de Amagat de volúmenes aditivos la cual dice que el volumen de una mezcla de gases es igual a la suma de sus volúmenes que cada gas ocuparía si existiera solo a la temperatura y presión de la mezcla. La ley de Dalton de presiones aditivas, que dice que la presión de una mezcla de gases es igual a la suma de presiones que cada gas ejercería si existiera solo a la temperatura y volumen de la mezcla. Aunque solo en dicha práctica se comprobará la Ley de Amagat.

FUNDAMENTOS: Gas ideal: es un gas cuya densidad es suficientemente baja, de modo que las fuerzas intermoleculares y la energía asociada son insignificantes. Por lo tanto, un gas ideal tiene la ecuación de estado PV=nRT. Mezcla de gases ideales: aquella que contiene 2 ó mas gases ideales. El comportamiento de una molécula de gas no es afectado por la presencia de otras moléculas similares o diferentes, y en consecuencia, una mezcla no reactiva de gases ideales se comporta también como un gas ideal. En una mezcla de gases ideales, resultan idénticas la fracción molar, fracción de presión y la fracción de volumen de un componente. Propiedades de una mezcla de gases:

•

Las propiedades de un gas no son afectadas por la presencia de otros gases.

•

Cada componente de gas en la mezcla se comporta como si existiera aislado a la temperatura Tm de la mezcla y al volumen de la mezcla V m. A este principio se le conoce como ley de Gibbs-Dalton.

•

Las moléculas ejercen la misma presión sobre las paredes del recipiente que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera ningún otro gas presente.

Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si existiera solo a la temperatura y volumen de la mezcla. Presión parcial: el la presión ejercida por un gas en una mezcla de gases como si estuviera solo en el recipiente que lo contiene. Ley de Amagat de los volúmenes aditivos: el volumen de una mezcla de gases es igual a la suma de los volúmenes que cada gas ocuparía si estuviera solo a la temperatura y presión de la mezcla. Volumen parcial: es el volumen que un componente de la mezcla ocuparía si existiera aislado a la temperatura y volumen de la mezcla. CO2: su uso más común se encuentra en las bebidas refrescantes y cerveza, para hacerlas gaseosas, algunos extintores usan este gas ya que es mas denso que el aire. Aire: El aire puede es una mezcla de gases que forma la atmósfera terrestre y esta compuesto en proporciones variables por sustancias como el nitrógeno, oxigeno, dióxido de carbono entre otros. Helio: es mas ligero que el aire y a diferencia del hidrogeno no es inflamable, por lo cual su huso es como gas de relleno en los globos y zeppelines. DESARROLLO EXPERIMENTAL: Material: o o o o o

3 Jeringas de 20ml. 1 Vaso de precipitados de 100ml. 1 Vaso de precipitados a macro escala. 1 bolsa ziploc. 1 Globo con Helio.

o 1 Pastilla efervescente o Coca Cola. Procedimiento: 1. Llenar el recipiente grande con agua y sumergir el vaso de precipitados de 100mL invertido de manera que quede completamente lleno de agua. 2. Vaciar la coca cola en la bolsa, sellar y agitar para poder extraer el gas generado con volumen conocido. 3. Extraer Helio del globo con ayuda de la jeringa de volumen conocido. 4. Llenar una jeringa a volumen conocido con aire. 5. Inyectar gas Helio por medio de la jeringa al vaso de precipitados pequeño. 6. Repetir el proceso con los otros gases. 7. Confirmar que el volumen generado dentro del matraz es el mismo que el inyectado.

Practica No. 3: Demostración de Ley de Amagat

Llenar un recipiente con agua, y sumergir un vaso de precipitado invertido.

Verter Coca Cola en un bolsa Ziploc agitar y extraer el gas con una jeringa

Extraer el helio de globos con ayuda de una jeringa.

INCLUDEPICTURE "http://tbn0.google.com/images?q=tbn:ZElYnAfBpLucrM:

Inyectar el volumen de helio sacado del globo y de la Coca cola al vaso de presipitado que esta en la cubeta.

Esperar a que el gas suba y se logre una mezcla de gases, volver a revisar el volumen y realizar los cálculos correspondientes

RESULTADOS: GASES

CANTIDAD DEL GAS

CANTIDAD DE LA MEZCLA

HELIO

10 cm3

10 cm3

CO2

10 cm3

20 cm3

AIRE (78% DE NITRGENO)

7.8 cm3

27.8 cm3

AIRE (21% DE OXIGENO)

2.1 cm3

29.9 cm3

AIRE (1% DESPRECIADOS)

GASES .1cm3

30cm3 TOTAL DE LA MEZCLA

NOTA: el aire se considera un gas ideal, ya que una de las propiedades de la mezcla de gases ideales dice: “una mezcla no reactiva de gases ideales se considera un gas ideal”. Para efectos de la práctica consideramos al aire en únicamente dos gases, nitrógeno y oxigeno ya que estos ocupan el mayor porcentaje en la atmósfera y teniendo un restante de un 1% que se desprecia en la mezcla pero que se toma en cuenta en la tabla para determinar el volumen desplazado en el vaso de precipitados. CONCLUSIONES:  Al medir el volumen de los gases por medio del desplazamiento de agua bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, mezclando los distintos tipos de gases, se comprobó que el volumen total desplazado corresponde a la suma de los volúmenes parciales de cada uno de los gases. FUENTES DE CONSULTA:  Irving Granet P. F., Termodinámica, Ed. Prentice-Hall, 3ª ed., pp. 327-348  Francis F. Huang, Ingeniería Termodinámica: Fundamento y Aplicación, 2ª Edición ,Editorial: CECSA, pp. 607-613.

PRACTICA NO. 4. LEY CERO DE LA TERMODINAMICA. OBJETIVO: Identificar y diferenciar los conceptos de sistema termodinámico; sistema aislado, cerrado, abierto, adiabático, mediante la observación experimental de la ley cero de la termodinámica. Demostrar experimentalmente los fundamentos teóricos de la ley cero de la termodinámica mediante el método experimental. INTRODUCCION: La ley cero, conocida con el nombre de la ley del equilibrio térmico fue enunciada en un principio por Maxwel y llevada a ley por Fowler y dice: • •

“Dos sistemas en equilibrio térmico con un tercero, están en equilibrio térmico entre sí”. “Dos cuerpos están en equilibrio térmico si ambos tienen la misma lectura de temperatura incluso si no están en contacto.”

El equilibrio térmico debe entenderse como el estado en el cual los sistemas equilibrados tienen la misma temperatura. Esta ley es de gran importancia porque permitió definir a la temperatura como una propiedad termodinámica y no en función de las propiedades de una sustancia. La aplicación de la ley cero constituye un método para medir la temperatura de cualquier sistema escogiendo una propiedad del mismo que varíe con la temperatura con suficiente rapidez y que sea de fácil medición, llamada propiedad termométrica. En el termómetro de vidrio esta propiedad es la altura alcanzada por el mercurio en el capilar de vidrio debido a la expansión térmica que sufre el mercurio por efecto de la temperatura. Cuando se alcanza el equilibrio térmico, ambos sistemas tienen la misma temperatura. La Ley de Cero se basa en la observación y en su comprobación experimental. Consideremos dos observaciones como punto de partida: 1. Si dos cuerpos están en contacto térmico por un tiempo los suficientemente largos, ningún cambio futuro observable toma lugar y se dice que el equilibrio térmico prevalece.

2. Dos sistemas que están individualmente en equilibrio térmico con un tercero, estos dos están en equilibrio térmico uno con el otro; los tres sistemas tienen el mismo valor de la propiedad llamada temperatura. Estas ideas que relacionan la temperatura y del equilibrio térmico se expresan formalmente en la Ley Cero de la Termodinámica: Ley Cero: Existe para cada sistema termodinámico en equilibrio una propiedad llamada temperatura. La igualdad de la temperatura es una condición necesaria y suficiente para el equilibrio térmico. La Ley Cero define así una propiedad (temperatura) y describe su comportamiento. Es importante observar que esta ley es verdadera sin importar cómo medimos la propiedad temperatura. Equilibrio: En termodinámica, se determina el estado de un sistema a través de ciertos atributos macroscópicos susceptibles de ser medidos experimentalmente. Estos atributos describen la condición física del sistema y están íntimamente relacionados con las restricciones impuestas al mismo. El observador determina el sistema termodinámico a estudiar por medio de las restricciones que impone cuando lo elige para su estudio. Estas restricciones pueden ser de naturaleza geométrica, mecánica o térmica. Los atributos macroscópicos susceptibles de ser medidos experimentalmente serán diferentes para describir diferentes sistemas físicos y podrán variar con el tiempo. Así, diremos que un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico cuando los valores numéricos de tales atributos, medidos experimentalmente, no cambian con el tiempo. Las ideas de “caliente” y “frío” han formado parte de las experiencias sensoriales del hombre desde tiempos inmemoriales. De hecho, dos de los primeros científicos que expresaron estas ideas fueron Leonardo da Vinci y Galileo, quienes sabían que al contacto con un tercer cuerpo, usualmente el aire, dos o mas cuerpos en contacto con él “se mezclaban de una manera apropiada hasta alcanzar una misma condición”. Esta condición era alcanzada debido a la tendencia de los cuerpos calientes a difundir su energía a los cuerpos más fríos. Este flujo de energía es denominado calor. Sistema termodinámico: es aquella parte del universo que es posible aislar de manera real o imaginaria para ser sometida a estudio; se dice entonces que un sistema termodinámico esta controlado si se conocen y se tienen bajo control al menos 3 variables (presión, volumen y temperatura.)

Sistema abierto: es aquel que permite la entrada y salida de materia y/o energía. Sistema cerrado: es aquel que no permite la entrada ni salida de materia Sistema aislado: es aquel que no permite la entrada ni salida de materia y energía. Sistema adiabático: es aquel que no permite la entrada ni salida de calor. Sistema anérgico: no permite la entrada ni salida de trabajo mecánico. DESARROLLO EXPERIMENTAL: Material: • • • • •

Dispositivo para la ley cero de la termodinámica (caja de madera con un foco). Lámina metálica. Lámina de asbesto o (lamina para repujado). 3 termómetros de bulbo de mercurio. 1 cronómetro.

Procedimiento: 1. Montar un sistema termodinámico como el que se muestra en la figura. Tomando como pared adiabática le trozo de madera y como pared diatérmica a la hoja de aluminio.

2. Calentar la caja (encender el foco) y dejarlo encendido durante 30 minutos, al termino de ese tiempo se dejara de calentar la caja (apagar el foco).

3. En ese momento se mide la temperatura en los tres termómetros, continuar las mediciones de temperatura cada 2 minutos hasta que se estabilice en los tres termómetros. DIAGRAMA DE FLUJO: Encender el foco, y dejar calentar la caja durante 15 minutos, con los termómetros.

Al terminar el tiempo se desconecta la caja (apagar el foco) y se mide la temperatura de los termómetros.

Continuar con las mediciones cada 2 minutos hasta que se estabilice la temperatura en los 3 termómetros.

Quitar la pared adiabática que separa a los sistemas 1 y 2, y continuar midiendo la temperatura cada 2 minutos. Observar que pasa con la temperatura de los sistemas.

RESULTADOS: TIEMPO (minutos) 0m. 2m. 4m. 6 m. 8 m. 10 m. 12 m. 14 m. 16 m. 18 m. 20 m.

TEMPERATURA (°C) SISTEMA 1 31 30.5 30 30 28 28 27 27 26 26 26

TEMPERATURA (°C) SISTEMA 2 30.5 30 30 28 28 28 27 27 26 26 26

TEMPERATURA (°C) SISTEMA 3 76 70 66 60 54 54 48 46 44 42 41

22 m. 24 m. 26 m. 28 m. 30 m. 32 m. 34 m. 36 m. 38 m.

26 26 26 26 26 26 26 26 26

26 26 26 26 26 26 26 26 26

40 39 38 36 34 32 30 28 26

temperatura

RESULTADOS 80 70 60 50 40 30 20 10 0

SISTEMA 1 SISTEMA 2 SISTEMA 3

1

3

5

7

9

11

13

15

17

19

lecturas

CONCLUSIONES:  Se llega a un equilibrio térmico en los tres sistemas después de un tiempo.  Se demostró que si dos sistemas están en equilibrio térmico con un tercero están en equilibrio térmico entre si.  Se concluye que es posible ser comprobado y observado el concepto de la ley cero de la termodinámica. FUENTES DE CONSULTA:  http://fismat.uia.mx/examen/servicios/laboratorios/fisica/pdfpracticas/TERMO/Ley%20Cero%20de%20Termodinamica.%20%20LP.pdf.

PRÁCTICA No. 4 LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA. OBJETIVO: Comprobar la ley cero de la termodinámica, mediante la observación experimental. Identificar y diferenciar los conceptos de sistema termodinámico; sistema cerrado, abierto, aislado; pared adiabática y pared diatérmica, así como equilibrio térmico. INTRODUCCION: Ley Cero de la Termodinámica. Establece que si dos cuerpos se encuentran en equilibrio térmico con un tercero, están en equilibrio térmico entre si. Equilibrio térmico es cuando dos sustancias alcanzan una misma temperatura y no existe transferencia de calor entre ellas. El equilibrio térmico se presenta cuando dos cuerpos con temperaturas diferentes se ponen en contacto, y el que tienen mayor temperatura cede calor al que tiene mas baja, hasta que ambos alcanzan la misma temperatura. Se dice que un sistema se encuentra en estado de equilibrio termodinámico, si es incapaz de experimentar espontáneamente algún cambio de estado cuando está sometido a unas determinadas condiciones de contorno, (las condiciones que le imponen sus alrededores). En nuestro experimento los sistemas termodinámicos A y B, están separados entre si por una pared adiabática, pero cada un de ellos están en contacto térmico con el tercer sistema termodinámico C a través de paredes diatérmicas. Todo el conjunto –sistemas A, B y C-, está aislado mediante una pared adiabática.

Sistema termodinámico: Es aquella parte del universo que es posible aislar de manera real o imaginaria para ser sometida a estudio. La región fuera del sistema se conoce como alrededores. La superficie real o imaginaria que al sistema de sus alrededores se llama frontera. Sistema abierto: También llamado volumen de control. Es una región elegida que permite la entrada y salida de material y/o energía. Sistema cerrado: Conocido también como masa de control consta de una cantidad fija de masa y ninguna otra puede cruzar su frontera, es decir ninguna masa puede entrar o salir del sistema cerrado. Pero la energía en forma de calor o trabajo puede cruzar la frontera; y el volumen de un sistema cerrado no tiene que ser fijo. Sistema aislado: Es aquel que no tiene ninguna interacción con sus alrededores, la pared impermeable a la materia y a cualquier forma de energía.

es

Sistema adiabático: Es aquel que no permite que un sistema termodinámico modifique su grado relativo de calentamiento. Pared diatérmica: Es aquella que si permite que un sistema termodinámico modifique su grado relativo de calentamiento.

DESARROLLO EXPERIMENTAL: Material: • • • • • • • • • • • •

Dispositivo para la ley cero de la termodinámica (hielera). 3 termómetros de bulbo de mercurio. 1 cronómetro. 1 mechero Bunsen. 3 vasos de precipitados. Hielo. Soporte Universal. Anillo metálico. Rejilla de alambre. Mechero Fisher. 1 lamina (papel aluminio). 1 hoja de unicel.

Sustancias: •

Agua.

Procedimiento: • • •

En un vaso de precipitado, colocar agua del grifo y medir su temperatura (esta va a ser nuestra medida de referencia). En un segundo vaso colocar agua con hielo, hasta alcanzar una temperatura de 10 °C menos que el agua a temperatura ambiente. En un tercer vaso de precipitado colocar agua a temperatura ambiente y calentarla hasta que alcance 10 °C por arriba de nuestra temperatura de referencia.

•

En nuestra hielera vamos a verter en el primer compartimiento (el que tiene una pared adiabática y una diatérmica) el agua más caliente, el agua fría va a ir en el otro y en el compartimiento que sólo tiene una pared diatérmica va a ir el agua a temperatura ambiente.

•

Colocar un termómetro en cada uno de los compartimientos.

•

En ese momento se mide la temperatura en los tres termómetros, continuar las mediciones de temperatura cada 2 minutos hasta que se estabilice en los tres termómetros. Observar cada u no de los termómetros, para determinar si se llegó al equilibrio térmico. Anotar resultados.

•

DIAGRAMA DE FLUJO

En un vaso de precipitado, colocar aguay medir la temperatura, que es la temperatura ambiente.

En un segundo vaso de precipitado calentar agua hasta que llegue a una temperatura de 10 °C mayor a la temperatura ambiente.

En un tercer vaso de precipitado colocar agua y enfriarla hasta que su temperatura sea de 10 °C menos a la temperatura ambiente.

En el compartimiento A se colocará el agua más caliente, en el compartimiento B el agua enfriada y en el C el agua a temperatura ambiente.

Colocar un termómetro en cada uno de los compartimientos y cerrar nuestro sistema para que quede aislado.

A partir de este momento comenzaremos a medir la temperatura de nuestros sistemas en los tres termómetros y estaremos chocándola cada dos minutos para observar el cambio de temperatura en nuestro sistema.

Observar cada uno de os termómetros, para determinar si se llegó al equilibrio térmico. Anotar resultados.

RESULTADOS: Lectura

TEMPERATURA (°C) Agua caliente

TEMPERATURA (°C) Agua fría

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

42 40 38 36 34 32 32 32 30 28 26 26 24 22 22

4 10 11 12 13 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22

TEMPERATURA (°C) Agua a temperatura ambiente 16 18 20 20 20 20 22 22 22 22 22 22 22 22 22

temperatura

RESULTADOS 45 40 35 30 25 20 15 10 5 0

Agua caliente Agua fría Agua a temperatura ambiente 1

3

5

7

9

lecturas

11

13

15

CONCLUSIONES:  La Ley Cero de la Termodinámica se comprobó ya que los sistemas alcanzaron el equilibrio térmico después de aproximadamente una hora y media.  Se comprobó que el flujo de calor se da desde el sistema más caliente hacia el más frió, ya que el que comenzó a una temperatura de 4 °C , alcanzo 22°C así como el que comenzó en 42°C bajo hasta 22 °C.  Se comprobó que las paredes adiabáticas no permiten la transferencia de calor con los alrededores, mientras que la pared adiabática si permite el intercambio del mismo. FUENTES DE CONSULTA:  Çengel, Y. A. y Boldes, M. A. Termodinámica, México: McGraw-Hill, 4ta. edición, 2003.  Castellan, G. W. Fisicoquímica. México: Addison WesLey Longman, Segunda edición, 1998.

PRÁCTICA NO. 5 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA OBJETIVO: Demostrar lo establecido por la primera ley de la termodinámica que hace referencia a la conservación de la energía, así mismo aplicar conceptos de procesos isotérmicos, isobáricos e isocóricos en la práctica demostrando que la primera ley de la termodinámica es universal. INTRODUCCIÓN: La primera ley de la termodinámica también conocida como principio de la conservación de la energía, establece que aunque la energía tiene muchas formas, la cantidad total de energía en un sistema es constante y cuando la energía desaparece en una forma, aparece simultáneamente en otras formas. Dicho de otra manera: "La energía de un sistema no se crea ni se destruye, sólo se transforma". La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

La energía es una propiedad de estado extensiva del sistema. La energía se conserva en todas sus transformaciones. Es decir

Para determinado cambio de estado, el cambio energético del sistema depende sólo de los estados inicial y final del sistema y no de la trayectoria que une estos estados. Tanto Q como W depende de la trayectoria, pero su diferencia es independiente de la trayectoria. La energía interna se define como:

En termodinámica el trabajo se define como "cualquier cantidad que fluye a través de la frontera de un sistema durante un cambio de estado y que puede usarse por completo para elevar un cuerpo en el entorno" El trabajo puede ser de dos formas: de expansión y de compresión. Por definición el trabajo realizado sobre el sistema (compresión) es negativo y el trabajo realizado por el sistema hacia los alrededores (expansión) es positivo. El trabajo es definido como:

 Proceso Isotérmico En un proceso isotérmico la temperatura se mantiene constante, es decir: aplicando la primera ley de la termodinámica

Como el sistema sólo presenta cambio en Volumen, todo el calor que se le suministre al sistema va a ser transformado en trabajo, mientras que la energía interna valdrá cero, debido a la temperatura se mantiene constante, entonces:

 Proceso Isobárico

En laboratorio, la mayoría de los cambios de estado se efectúan con una presión atmosférica constante, que es igual a la presión del sistema. Aplicando la primera ley de la termodinámica a un sistema isobárico

Entonces:

 Proceso Isocórico Si el volumen de un sistema es constante en un cambio de estado, entonces dV=0, y la primera Ley de la termodinámica se transforma en:

Material:         

2 jeringas (10 ml). 1 jeringa (20 ml). 1 vaso de precipitados (250ml). 1 soporte universal. 1 anillo metálico. 1 rejilla con asbesto. 1 mechero Fisher. Silicón. 1 Frasco con mercurio.

Procedimiento: Proceso isocórico. 1.Llenar una jeringa con 10 ml de Helio. 2.Sellar perfectamente la punta de la jeringa. 3.Agregar silicón al émbolo de la jeringa para evitar que éste se mueva. 4.Medir la temperatura (T1). 5.Calentar el sistema en baño maría. 6.Medir la temperatura final (T2). 7.Hacer cálculos correspondientes. Proceso Isotérmico. 1.Llenar una jeringa con 20 ml de aire. 2.Sellar perfectamente la punta de la jeringa. 3.Medir la temperatura ambiente. 4.Pesar un frasco con mercurio. 5.Colocar el frasco sobre el émbolo. 6.Registrar el volumen (V1). 7.Retirar el frasco. 8.Registrar el volumen (V2). 9.Determinar el trabajo realizado. Proceso isobárico. 1.Llenar una jeringa con 10 ml de Helio. 2.Sellar perfectamente la punta de la jeringa. 3.Medir la temperatura (T1). 4.Calentar el sistema en baño maría.

5.Medir la temperatura final (Tz). 6.Hacer cálculos correspondientes.

DIAGRAMA DE FLUJO

Proceso Isocórico.

1.- Llenar una jeringa con 20 ml de Helio.

2.- Agregar silicón al émbolo de la jeringa para evitar que éste se mueva.

3.-Medir la temperatura (T1).

4.-Calentar el sistema en baño maría.

5.- Medir la temperatura final.

6.- Hacer cálculos correspondientes.

Proceso Isotérmico.

1.- Llenar una jeringa con 20 ml de aire.

2.- Medir la temperatura ambiente.

3.- Pesar un frasco con mercurio.

4.-Colocar émbolo.

el

frasco

sobre

el

5.- Registrar el volumen (V1).

6.- Retirar el frasco.

7.- Registrar el volumen dos.

8.- Determinar el trabajo realizado.

Proceso Isobárico.

1.- Llenar una jeringa con 10 ml de Helio. 2.- Sellar perfectamente la punta de la jeringa.

3.- Medir la temperatura uno.

4.- Calentar el sistema en baño maría.

5.- Medir la temperatura final (V2)

6.- Hacer cálculos correspondientes.

Cálculos: Proceso isotérmico: Temperatura constante Aplicando la Primera Ley de la Termodinámica

Considerando al Helio como gas ideal, se trata de un proceso reversible; por lo tanto, el trabajo y el calor están dados por:

Experimentalmente se obtuvieron los siguientes datos: Gas utilizado: Helio T ambiente = 22°C T(°K) = T(°C) + 273.15 T(°K) = 22°C + 273.15 T = 295.15°K V1 = 9 ml V2 = 11 ml Tomando como base de cálculo n = 1 mol Además, R = 8.31447 J / mol K

nRT = 1 mol

8.31447 J mol K

295.15 K = 2454.0158 J

ln (V2 / V1) = ln (0.011 / 0.009) ln (V2 / V1) = 0.2006 Sustituyendo los datos anteriores en:

Tenemos que: Q = W = (2454.0158 J)(0.2006) g = W = 492.4490J mHg = 461.3g Proceso isocórico: Volumen constante => dV=0 Aplicando la Primera Ley de la Termodinámica

Experimentalmente se obtuvieron los siguientes datos: Gas utilizado: Helio V = 8.2 ml T1 = 22 °C T(°K) = T(°C) + 273.15 T(°K) = 22°C + 273.15 T 1 = 295.15°K T2 = 78 °C T(°K) = T(°C) + 273.15 T(°K) = 78°C + 273.15 T2 = 351.15°K Para T2 – T1 T2 – T1 = 351 .15 °K- 295.15 °K

T2 – T 1 = 56 °K Debido a que el Helio es un gas monoatómico, se tiene que: Cv = 3/2 R Por lo tanto Cv = (3/2) (8.31447 J/mol K) Cv = 12.4717 J/ mol K Además, suponiendo que n= 1 mol Sustituyendo los datos en la ecuación,

Tenemos que: 1mol

12.4717 J mol K

56 K

Proceso isobárico: Presión constante. V1 = 6 ml V2 = 6.8 ml T1= 22 °C= 295.15 °K T2 = 76 °C = 349.15 K Aplicando la primera Ley de la termodinámica, llegamos a la ecuación: Q = nCp dT Como se trata de un gas monoatómico, entonces Cp = 5/2 R 1 mol 5 2

8.31447 J mol K

(349.15 -295.1 5) K

Q=

Q = 1122.45 J CONCLUSIONES:  Se comprobó que la primera ley de la termodinámica se cumple en todo

proceso ya que la energía que se aplica se ve reflejada ya sea en un cambio en la energía interna o en trabajo.

 El proceso isotérmico se considera irreversible ya que al quitar

rápidamente la masa que estaba sobre el émbolo, el equilibrio del sistema se modificó perdiendo así energía hacia el entorno.  Puesto que las bridas en el proceso isocórico impidieron que hubiera un cambio

de volumen, podemos concluir que toda la energía interna suministrada al sistema se invirtió en un cambio de energía interna de nuestro sistema.  En el proceso isobárico, pudimos determinar la cantidad de energía

suministrada al sistema en virtud de que hubo un cambio de temperatura, conocíamos el calor específico a volumen constante del helio, dado que nuestro sistema no era adiabático, la temperatura del agua era aproximadamente igual a la del gas dentro de la jeringa. FUENTES DE CONSULTA:  Gilbert Castellaa Fisicoquímica. Ed. Pearson Addison Wesley, 2a ed.,  Cengel Yunus A, Termodinámica. Ed.Mc Graw Hill, 5a ed., 2007, 166-173pp.

PRACTICA No. 5 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. OBJETIVO: Demostrar prácticamente la primera Ley la expansión de un gas.

de la Termodinámica, por medio de

INTRODUCCIÓN: Para poder entender mejor la primera Ley de la Termodinámica, es necesario recordar, que es energía (y sus formas), calor y trabajo. Energía: capacidad para realizar trabajo. La energía no es un ente físico real, ni una "sustancia intangible" sino sólo un número escalar que se le asigna al estado del sistema físico, es decir, la energía es una herramienta o abstracción matemática de una propiedad de los sistemas. Podemos medir las interacciones en el cambio de energía de un sistema, como su velocidad, su temperatura, su carga eléctrica. Debe quedar claro que la energía es una propiedad y sus diferentes manifestaciones es lo que comúnmente llamamos diferentes formas de energía. Algunas formas de la energía son: Energía cinética: se define como la energía asociada al movimiento. Esta depende de la masa y de la velocidad según la ecuación:

Energía potencial: se define como la energía determinada por la posición de los cuerpos. Esta energía depende de la altura y el peso del cuerpo según la ecuación. Ep = m * g * h = P * h La energía cinética y potencial son formas de en la que la energía se puede encontrar, estas formas de energía se originan por la posición y el movimiento de un sistema en conjunto, y se conocen como la energía externa del sistema. Sin duda, un tema muy importante en la termodinámica es analizar la energía interior de la materia, energía asociada con el estado interno de un sistema que se llama energía interna. Cuando se especifica un número suficiente de coordenadas termodinámicas, como por ejemplo, temperatura y presión, se determina el estado interno de un sistema y se fija su energía interna.

Calor: El calor es una forma de transferencia de energía debido únicamente a la diferencia de temperatura, en pocas palabras es la degradación universal de la energía. •La transferencia de calor puede alterar el estado del sistema. •Los cuerpos "no contienen" calor; el calor es energía en tránsito y se identifica mientras ésta pasa a través de los límites del sistema. •La cantidad de calor necesaria para ir de un estado a otro es dependiente de la trayectoria. •Los procesos adiabáticos son aquellos en los que no se transfiere calor. La convención de signos utilizada para una cantidad de calor Q es: •El calor que entra de los alrededores al sistema es positivo. •El calor cedido del sistema a los alrededores es negativo. Trabajo: El trabajo se determina mediante la siguiente ecuación:

Primera Ley de la Termodinámica: También llamada como principio de la conservación de la energía. "Aunque la energía tiene muchas formas, la cantidad de la energía desaparece en una forma, aparece simultáneamente en otras formas." En otras palabras: "La energía no se crea ni se destruye solo se transforma" Ecuación matemática: Cambios finitos: Cambios infinitesimales: dU = dQ + dW Considerando un sistema en el que se vean alterados otros parámetros de energía la ecuación se representa de la siguiente manera:

DESARROLLO EXPERIMENTAL: Material:  1 matraz Erlenmeyer de 200ml.  1 jeringa de 5ml.  1 tapón horadado.  1 mechero Fisher.  1 soporte universal.  1 rejilla de asbesto.  1 anillo metálico. Sustancias:  Agua.

Procedimiento: 1.En un matraz Erlenmeyer de 200ml, colocar 100ml de agua y tapar. 2.Colocar la jeringa sobre el tapón. 3.Colocar el sistema al mechero hasta observar un aumento de volumen. 4.Anotar resultados y calcular con ellos el trabajo. 5.Realizar el procedimiento 4 veces.

DIAGRAMA DE FLUJO En un matraz Erlenmeyer de 200ml, colocar 100ml de agua y tapar.

Colocar la jeringa sobre el tapón.

Colocar el sistema al mechero hasta observar un aumento de volumen.

Anotar resultados y calcular con ellos el trabajo. Realizar el procedimiento 4 veces.

Resultados: NO. DE EXPERIMENTO 1

PRESIÓN (Kpa) 74.5752

2

74.5752

3

74.5752

4

74.5752

VOLUMEN (cm3) 0 5.3 0 6.0 0 5.5 0 5.9

1 2 1 2 1 2 1 2

TEMPERATURA (°C) 74 84 79 82

Tomando en cuenta que la presión que se opone al sistema es la de Toluca, es decir, 0.736atm se realiza una transformación de atm. A Kpa.

Cálculos: Tomando la ecuación:

CONCLUSIONES:  Se demostró la Primera Ley de la Termodinámica mediante la construcción de un dispositivo, tomando como referencia un pistón, del cual se obtuvo trabajo realizado por el sistema hacia sus alrededores, es decir, que hubo un trabajo de expansión.  Con ello se dice que toda la energía en forma de calor no se creo ni se destruyó solo se transformo en trabajo. Entonces se dice que:

FUENTES DE CONSULTA:  http://fismat.uia.mx/examen/servicios/laboratorios/fisica/pdf-

practicas/TERMO/Ley%20Cero%20de%20la%20Termodinamica.%20%2 0LP.p df.