QUIMICA II. PRAC 1 Leyes de Los Gases

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA

INGENIERIA EN COMUNICACIONES Y ELECTRONICA

LEYES DE LOS GASES Practica No. 1

MATERIA

:

Laboratorio de Química Básica

INTEGRANTES

:

Susa Salcedo Richard

EQUIPO

:

No. 1

GRUPO

:

2CM5

PROFESORES

:

Ing. Robles Salas Jesús Daniel

FECHA DE REALIZACION

:

24/FEB/10

FECHA DE ENTREGA

:

10/MAR/10

1. 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. 2.

INTRODUCCION: Nuestra atmósfera se compone de una mezcla de gases, entre ellos nitrógeno, oxígeno, argón, dióxido de carbono, ozono y trazas de otros. Estos gases son indispensables para la vida, aunque también pueden representar algún peligro para nosotros. Por ejemplo, el dióxido de carbono es valioso cuando lo asimilan las plantas y lo convierten en carbohidratos, pero también se relaciona con el efecto invernadero, potencialmente peligroso. La capa de ozono que rodea el planeta a alturas considerables nos protege de los dañinos rayos ultravioleta, pero a bajas altitudes es perjudicial y destruye el caucho y los plásticos. Necesitamos el aire para vivir, aunque los buceadores se exponen al peligro del envenenamiento por oxígeno y la aeroembolia. En química, el estudio del comportamiento de los gases nos permite comprender nuestra atmósfera y los efectos que los gases tienen en nuestra vida. 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 O °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 18 mL 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 Por medio de experimentos, Robert Boyle (1627-1691) determinó la relación entre la presión (P) y el volumen (V) de una cantidad dada de gas. Esta relación entre P y V se conoce como ley de Boyle. A temperatura constante (T), el volumen (V) de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión (P), lo cual se expresa como:

Esta ecuación indica que, a masa y temperatura constantes, el volumen es inversamente proporcional a la presión. Cuando aumenta la presión de un gas, su volumen disminuye y viceversa. Cando Boyle duplicó la presión de una cantidad específica de gas, manteniendo constante la temperatura, el volumen se redujo a la mitad del volumen original; cuando triplicó la presión del sistema, el nuevo volumen era un tercio del volumen original, y así sucesivamente. Su trabajo demostró que el producto del volumen por la presión es constante si no varía la temperatura: PV = constante o PV = k (a masa y temperatura constantes) Demostraremos esa ley utilizando un cilindro que tiene un pistón movible para que el volumen del gas del cilindro se pueda modificar al cambiar la presión externa. Damos por sentado que no cambian la temperatura ni el número de moléculas gaseosas. Iniciamos con un volumen de 1 000 mL a 1 atm de presión. Cuando cambiamos la presión a 2 atm las moléculas gaseosas se acercan más entre sí, y el volumen se reduce a 500 mL. Cuando aumentamos la presión a 4 atm, el volumen viene a ser de 250 mL. Observa que el producto de la presión por el volumen es el mismo número en cada caso, lo que comprueba la ley de Boyle. Podemos decir que

Donde P1V1 es el producto presión-volumen de unas condiciones, y P2V2 es el producto de otras.condiciones.

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 (el émbolo 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 de la 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 se debe 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. 2. 3. 4.

Tanto T como P originan un aumento de volumen. Tanto T como P originan una disminución de volumen. T causa un aumento de volumen y P origina una disminución de volumen. 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, esta ecuación se escribe usualmente: . Donde P1 V1 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 (TI = 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 Gay-Lussac. 3.

4.

MATERIAL:

DATOS:

 1 vaso de precipitado de 250mL.  1 Agitador.  2 pesas de plomo.  1 mechero  1 anillo.  1 pinza universal.  1 tela de asbesto.  1 jeringa de platico graduada de 10 mL herméticamente cerrado.  1 termómetro.  1 pinzas para vaso de precipitados.

PDF= 585 mmHg. m embolo= 8g. D int.=1.82 cm. 760 mmHg = 1.013 X 106dinas / cm2. P = f /A = m * g / A embolo.

PROCEDIMIENTO: 1. Monte la jeringa como se indica en la figura 1.

2. presione ligeramente el embolo, este regresara a un volumen inicial Vo correspondiente a una presión inicial Po.

Po = P DF + P embolo a temperatura ambiente 3. ponga arriba del embolo la pesa mas pequeña y con precaución presione ligeramente;, el embolo regresara a su volumen V1, correspondiente a una presión P1.

P1 = P 0 + P pesa 1 4. quite la pesa pequeña y ponga la más grande, presione ligeramente y anote V2 para una presión P2.

P2 = P 0 + P pesa 2 5. por ultimo, con precaución ponga las dos pesas y anote V3 para una presión P3.

P3 = P 0 + P pesa 3 SEGUNDA PÀRTE 1. monte la jeringa como se indica en la figura 2, procurando que el nivel del agua este arriba del volumen del aire de la jeringa. Presione ligeramente y tome el volumen Vo, correspondiente a una temperatura To que será la temperatura ambiental del agua, para una presión Po constante.

2. calentar y agua constante hasta 40 oC, presione ligeramente y anote el volumen V1, correspondiente a una T1. 3. continué calentando, agitando y anotando los volúmenes a temperatura de 60 oC, 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 como la figura 3., oprima ligeramente y tome el volumen V1 correspondiente a la temperatura T1 y a la presión P1.

3. continué calentando hasta 60oC y ponga la pesa grande, tome el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2. 5.

CUESTIONARIO: 1. llene la tabla de datos y resultados siguientes. PRIMERA PARTE.

P(dinas/cm2) 6

P0= 0.7817x10 P1= 782.84 x103d/cm2 P2= 783.49 x103d/cm2 P3= 784.33 x103d/cm2

SEGUNDA PARTE

V (cm3) 5 ml = cm3 4.5 ml = cm3 4 ml = cm3 3.8 ml = cm3

PV (erg)

3.9 x106 3.52x106 3.13x106 2.98x106

T (0C) po 20 p1 40 p2 60 p3 80 p4 94

T (0K) 293 313 333 353 367

V (cm3) 5 5.1 5.3 5.8 6.0

V/ T (cm3/0k) 0.017 0.016 0.015 0.016 0.016

TERCERA PARTE T (0C)

T (0K)

V (cm3)

po

20

293

5 ml.

p1

40

313

4 ml.

p2

60

333

4.5 ml.

P(dinas/cm2) 3

2

782.84 x10 d/cm 783.49 x103d/cm2 784.33 x103d/cm2

PV/T (erg/0k)

13.35x103 12.26x103 10.59x103

2. Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte, construya las gráficas de: V-P y P-V. 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 tempetarura tendrá que: Aumentar 5. Analizando las tablas de resultados, los valores de PV, V/T y PV/T, ¿Por qué no son constantes? Por que 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 esto se comprueba por las leyes de los gases.

6.

CALCULOS: Aembolo= π r2 = π (0.91)2= 2.60cm2 Pembolo =

F = A

mg = (8g) (980cm/s2) = 0.003015x106 d/cm2 A 2.60cm2

P0= PDF + Pembolo PDF = 585mmHg (1.013x106d/cm2) = 0.7797x106d/cm2 760mmHg

P0 = 0.779x106 d/cm2 + 0.003015x106 = 0.782 x106d/cm2 Pesa 1 = 224g Pesa 2 = 396g Pesa 3 = Pesa 1 + Pesa 2 = 224 + 396 = (620g) P1= P0 + Ppesa 1 = 0.782 x106 d/cm2 + (224g) (9.81m/s2) = 782.84 x103d/cm2 2.60cm2

P2= P0 + Ppesa 2 = 0.782 x106 d/cm2 + (396g) (9.81m/s2) = 783.49 x103d/cm2 2.60cm2 P3= P0 + Ppesa 3 = 0.782 x106 d/cm2 + (620g) (9.81m/s2) = 784.33 x106d/cm2 2.60cm2 Cálculos de la tabla 1. (0.782x106d/cm2) (5cm3) = 3.9 x106 erg (782.84 x103d/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. 5 / 293 = 0.017 cm3/ 0K 5.1 / 313 = 0.016 cm3/ 0K 5.3 / 333 = 0.015 cm3/ 0K 5.8 / 353 = 0.016 cm3/ 0K 6.0 / 367 = 0.016 cm3/ 0K Cálculos de la tabla 3. (782.84 x103d/cm2) (5 cm3) / 293K = 13.35 x103 erg/ K (782.84 x103d/cm2) (4.9 cm3) / 313K = 12.26x103 erg/ K

GRAFICAS:

LEY DE BOYLE PROCESO: ISOTERMICO

LEY DE CAHRLES PROCESO: ISOBARICO

7.

CONCLUSIONES: 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 ha medida que aumenta la presión el volumen disminuye. Y que a medida que aumentamos la temperatura el volumen aumenta.

8.

BIBLIOGRAFIA: 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