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NSTITUTO POLITECNICO NACIONAL ¨la técnica al servicio de la patria¨

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA. UNIDAD ZACATENCO

Grupo: 2CM1 1

Integrantes: ● ● ● ●

Ortiz Lara Jesus Abraham Santiago Ríos Madaí Madrigal Sánchez Isael Uriel Mondragón Díaz Abel

Práctica No. 1 “Leyes de los Gases”

Profesor: José Luis Martínez

Fecha de entrega: 3 de Abril del 2017

Equipo

Introducción En muchos sentidos, los gases son la forma de materia que es más fácil entender. Aunque diferentes sustancias gaseosas puedan tener muy distintas propiedades químicas, se comportan de forma muy similar en lo que a sus propiedades físicas respecta. La relativa sencillez del estado gaseoso es un buen punto de partida si queremos entender las propiedades de la materia en términos de su composición atómica y molecular.

Objetivo El alumno demostrará con los datos obtenidos en el laboratorio las leyes de Boyle, Charles - Gay Lussac y la ley combinada del estado gaseoso.

Consideraciones teóricas El aire es una compleja mezcla de muchas sustancias simples, algunas atómicas y otras formadas por moléculas pequeñas. Sin embargo, consiste principalmente en N2 (78%) y O2 (21%). Además del O2 y el N2, unos cuantos elementos más (H2, F2, Cl2) existen como gases en condiciones de temperatura y presión ordinarias. Los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, y Xe) son gases monoatómicos. Las sustancias que son líquidos o sólidos en condiciones ordinarias por lo regular también pueden existir en el estado gaseoso, en el que muchas veces se les llama vapores.

Características de los gases Los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos en varios sentidos. Por ejemplo, un gas se expande espontáneamente hasta llenar su recipiente. En consecuencia, el volumen de un gas es el volumen del recipiente en el que se guarda. Los gases también son muy comprensibles: cuando se aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente. En contraste, los líquidos y los sólidos no se expanden para llenar sus recipientes y tampoco son fácilmente compresibles. Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros sin importar las identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes. La atmósfera es un ejemplo excelente. Las propiedades características de los gases se deben a que las moléculas individuales están relativamente alejadas unas de otras.

Experimentos realizados con un gran número de gases revelan que se necesitan cuatro variables para definir la condición física, o estado, de un gas: ● Temperatura: T. ● Presión: P. ● Volumen: V. ● Cantidad del gas (que suele expresarse como el número de moles): n. Las ecuaciones que expresan las relaciones entre T, P, V y n se conocen como leyes de los gases. Leyes de los gases Al conjunto de las propiedades de los gases, particularmente la variación de la presión con el volumen y la temperatura, se conocen como “leyes de los gases”. Ley de Boyle Boyle tomó un tubo largo de vidrio curvado en forma de J con la rama corta de la J sellada. Luego vertió mercurio en el tubo, reteniendo aire en la rama corta de la J. Cuanto más mercurio agregaba, más se comprimía el aire. Boyle concluyó que el volumen de una cantidad determinada de gas disminuye cuando la presión aumenta. En la Figura 1 se muestra el tipo de dependencia. La curva dibujada se denomina Isoterma, un término general para la curva de variación de una propiedad a temperatura constante. Los datos de Boyle forman una recta línea cuando graficamos la presión en función de 1/Volumen (Figura 2). Este resultado implica que, para una cantidad dada de gas a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión. Presión ∝ 1/Presión o, P ∝ 1/V A estas dos relaciones equivalentes se les conoce como ley de Boyle. La ley implica que si comprimimos un gas a temperatura constante a la mitad de su volumen inicial, la presión del gas se duplica. Podemos escribir la ley de Boyle como P=constante/V y luego reordenar esta

ecuación

en:

PV

Figura

=

constante

1

Figura 2

Ley de Charles Si la presión proporcionada se mantiene constante, el volumen de un gas aumenta cuando su temperatura se eleva. Cuando se representa el volumen en función de la temperatura se obtiene una línea recta (Figura 3). Se puede concluir que para una cantidad fija de gas a presión constante, la variación de volumen es directamente proporcional a la variación de la temperatura. A esta relación se le denomina ley de Charles. Cuando se grafica el volumen como una función de la temperatura a partir de datos obtenidos de mediciones de diferentes gases y a diferentes presiones se observa que todas las rectas se encuentran en un punto (Figura 4). La prolongación de las líneas de un gráfico hacia una zona fuera de la región donde se ha obtenido los datos se denomina extrapolación. En este caso, la extrapolación de las líneas rectas lleva a un único punto. Para la ley de Charles este punto corresponde a un volumen cero y a una temperatura de -273,15 °C. Este punto no se puede alcanzar en la práctica, porque ningún gas real tiene volumen cero y todos los gases reales se condensan a líquidos antes de alcanzar estas bajas temperaturas. Como un volumen no puede ser negativo, 273,15°C debe ser la temperatura más baja posible. Es el valor que corresponde a cero en la escala Kelvin. Se sigue que, si usamos la temperatura absoluta, T, podemos escribir la ley de Charles como: Volumen ∝ temperatura absoluta o, V ∝ T Esta expresión dice que si la temperatura (absoluta) de una determinada cantidad de gas a presión constante se duplica, el volumen también aumenta al doble.

Una expresión resume la variación de la presión de una muestra de gas cuando se calienta en un recipiente de volumen fijo. Se encuentra experimentalmente que la presión varía de manera lineal con la temperatura y la extrapolación de los datos indica presión cero a -273,15°C (Figura 5) Por tanto podemos escribir que: Presión ∝ temperatura absoluta o, P ∝ T

Figura 3

Figura 4

Figura 5

Materiales y equipo de laboratorio Material 1 Vaso de precipitados de 250 cm^3 1 Agitador 2 Pesas de Plomo 1 Mechero 1 Anillo 1 Tela de asbesto 1 Jeringa de plástico graduada de 20 cm^3 herméticamente cerrada 1 Termómetro

Reactivos Aire (N2, O2, Ar, CO2, Ne, Kr, H2, Xe, Rn, H2O, N2O, CH4, etc.)

1 Pinza para vaso de precipitados

Desarrollo de la práctica Primera parte 1. Se montó la jeringa como se indica en la Figura. 2. Se presionó ligeramente el embolo, la cual regreso a un volumen inicial V0 la cual correspondía a una presión P0. Donde: P0=PDF + Pembolo 3. Se puso arriba del embolo la pesa más pequeña y con precaución se presionó ligeramente. P1=P0+Ppesa1 4. Se quitó la pesa pequeña y se colocó la más grande y se presionó ligeramente. P2=P0+Ppesa2 5. Finalmente, con precaución se colocaron las los pesas. P3=P0+Ppesa1 y 2

Segunda parte 1. Se montó la jeringa como se indica en la figura x, procurando que el nivel del agua este arriba del volumen de aire de la jeringa. Se presionó ligeramente y se tomó el volumen V0 correspondiente a una temperatura T0 que fue la de la temperatura ambiente del agua, para una presión P0 constante. 2. Se calentó y agito constantemente hasta llegar a una temperatura de 40°C y se presionó ligeramente. Se anotó el volumen V1 correspondiente a una temperatura T1. 3. Se continuó calentando el agua y se realizó el mismo procedimiento que el paso anterior para las temperaturas 60°C, 80°C y temperatura de ebullición

Tercera parte 1. Se inició de la misma forma que la segunda parte de la práctica.

2. Se calentó el agua hasta llegar a los 40°C y se colocó la pesa chica, posteriormente se oprimió ligeramente y se tomó el volumen V1 correspondiente a la temperatura T1 y a la presión T1. 3. Se continuó calentando el agua hasta llegar a los 60°C y se colocó la pesa grande, se tomó el volumen V2 a la temperatura T2 y a la presión P2.

Cuestionario (Gráficas) 1. Llene la tabla de datos y resultados siguiente: Primera parte

P (dinas/cm2)

V (cm3)

PV (erg)

782760.0809

8

6262080.647

860627.6122

7

6024393.285

879670.2772

6

5278021.663

957537.8085

4

3830151.234

Segunda Parte T °C

T °K

V (cm3)

V/T cm3/°K

25

298

7

0.0234899

40

313

8

0.255591

60

333

10

0.0300030

80

353

12

0.0339943

94

367

13

0.0354223

Tercera Parte T °C

T °K

V (cm3)

P(dinas/cm2)

PV/T (erg/°K)

25

298

9

782760.0809

23640.40513

40

313

8

860627.6122

21996.87188

60

333

7

879670.2772

18491.56739

2. Con los datos obtenidos de la primera y segunda parte construya las gráficas de V-P y T-V, indicando el nombre de cada una de ellas.

Gráfica 1. Curva Isoterma obtenida con los datos de la primera parte.

Gráfica 2. Recta Isobara obtenida con los datos de la segunda parte 3. De la primera parte, analizando la gráfica, para que un gas se expande, su presión tendrá que: Disminuir. 4. De la segunda 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, ¿Porque no son constantes? Porque todas son variables dependientes.

Datos obtenidos DATOS PDF

585mmHg

Masa émbolo

8g

Diámetro interior

1.82 cm

760 mmHg = 1.013x106 dinas/cm2

P=F/a= m*g/Aembolo

Primera parte 𝑃𝐷𝐹 =

585 𝑚𝑚𝐻𝑔∗1.013𝑥106

𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠 𝑐𝑚2

760 𝑚𝑚𝐻𝑔

= 779743.4211 𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠/𝑐𝑚2 𝑐𝑚

𝑃0 = 𝑃𝐷𝐹 + 𝑃É𝑀𝐵𝑂𝐿𝑂 ∴ 𝑃0 = 779743.4211

𝑃É𝑀𝐵𝑂𝐿𝑂 = 𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠 𝑐𝑚2

(8 𝑔)(981 2 ) 𝑠

= 3016.659808 𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠/𝑐𝑚2

𝜋(0.91𝑐𝑚)2 𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠

+ 3016.659808

𝑐𝑚2

= 𝟕𝟖𝟐𝟕𝟔𝟎. 𝟎𝟖𝟎𝟗 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔/𝒄𝒎𝟐

𝑀𝑎𝑠𝑎𝑝𝑒𝑠𝑎1 = 206.5 𝑔 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑝𝑒𝑠𝑎2 = 257 𝑔 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑝𝑒𝑠𝑎3 = 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑝𝑒𝑠𝑎1 + 𝑀𝑎𝑠𝑎𝑝𝑒𝑠𝑎2 = 463.5 𝑔 𝑃1 = 𝑃0 + 𝑃𝑝𝑒𝑠𝑎1 = 782760.0809

𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠 𝑐𝑚2

𝑃2 = 𝑃0 + 𝑃𝑝𝑒𝑠𝑎2 = 782760.0809 𝑃3 = 𝑃0 + 𝑃𝑝𝑒𝑠𝑎3 = 782760.0809

𝑐𝑚

+

𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠 𝑐𝑚2

𝑑𝑖𝑛𝑎𝑠 𝑐𝑚2

(206.5 𝑔)(981 2 ) 𝑠

= 𝟖𝟔𝟎𝟔𝟐𝟕. 𝟔𝟏𝟐𝟐 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔/𝒄𝒎𝟐

𝜋(0.91𝑐𝑚)2 𝑐𝑚

+

(257 𝑔)(981 2 ) 𝑠 𝜋(0.91𝑐𝑚)2

= 𝟖𝟕𝟗𝟔𝟕𝟎. 𝟐𝟕𝟕𝟐 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔/𝒄𝒎𝟐

𝑐𝑚

+

(463.5 𝑔)(981 2 ) 𝑠 𝜋(0.91𝑐𝑚)2

= 𝟗𝟓𝟕𝟓𝟑𝟕. 𝟖𝟎𝟖𝟓 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔/𝒄𝒎𝟐

Segunda parte 𝑇0 = 25°𝐶 + 273 = 298°𝐾 𝑇1 = 40°𝐶 + 273 = 313°𝐾 𝑇2 = 60°𝐶 + 273 = 333°𝐾 𝑇3 = 80°𝐶 + 273 = 353°𝐾 𝑇4 = 94°𝐶 + 273 = 367°𝐾 𝑉0 𝑇0 𝑉2 𝑇2 𝑉4 𝑇4

= = =

7 𝑐𝑚3

= 𝟎. 𝟎𝟐𝟑𝟒𝟖𝟗𝟗 𝒄𝒎𝟑 /°𝑲

278°𝐾 10 𝑐𝑚3 333°𝐾 13 𝑐𝑚3 367°𝐾

= 𝟎. 𝟎𝟑𝟎𝟎𝟎𝟑𝟎 𝒄𝒎𝟑 /°𝑲

𝑉1 𝑇1 𝑉3 𝑇3

=

8 𝑐𝑚3

= 𝟎. 𝟐𝟓𝟓𝟓𝟗𝟏 𝒄𝒎𝟑 /°𝑲

313°𝐾 12 𝑐𝑚3

=

353°𝐾

= 𝟎. 𝟎𝟑𝟑𝟗𝟗𝟒𝟑 𝒄𝒎𝟑 /°𝑲

= 𝟎. 𝟎𝟑𝟓𝟒𝟐𝟐𝟑 𝒄𝒎𝟑 /°𝑲

Tercera parte 𝑇0 = 25°𝐶 + 273 = 298°𝐾 𝑇1 = 40°𝐶 + 273 = 313°𝐾 𝑇2 = 60°𝐶 + 273 = 333°𝐾 𝑃0∗𝑉0 𝑇0 𝑃1∗𝑉1 𝑇1 𝑃2∗𝑉2 𝑇2

= = =

(𝟕𝟖𝟐𝟕𝟔𝟎.𝟎𝟖𝟎𝟗

𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔 )(𝟗 𝒄𝒎𝟑 ) 𝒄𝒎𝟐

298°𝐾 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔 (𝟖𝟔𝟎𝟔𝟐𝟕.𝟔𝟏𝟐𝟐 )(𝟖 𝒄𝒎𝟑 ) 𝒄𝒎𝟐

313°𝐾 𝒅𝒊𝒏𝒂𝒔 (𝟖𝟕𝟗𝟔𝟕𝟎.𝟐𝟕𝟕𝟐 )(𝟕 𝒄𝒎𝟑 ) 𝒄𝒎𝟐

333°𝐾

= 𝟐𝟑𝟔𝟒𝟎. 𝟒𝟎𝟓𝟏𝟑 𝐞𝐫𝐠/°𝐊 = 𝟐𝟏𝟗𝟗𝟔. 𝟖𝟕𝟏𝟖𝟖 𝐞𝐫𝐠/°𝐊 = 𝟏𝟖𝟒𝟗𝟏. 𝟓𝟔𝟕𝟑𝟗 𝐞𝐫𝐠/°𝐊

Observaciones Jesus Abraham Ortiz Lara En la primera parte se pudo observar que a temperatura constante, cuando la presión aumenta el volumen disminuye, esto corresponde a la ley de Boyle. En la segunda

parte se aprecia que a presión constante, cuando la temperatura aumenta, el volumen del gas incrementa, lo cual indica que se cumple la ley de Charles.

Madaí Santiago Ríos Durante la práctica se pudieron apreciar diferentes propiedades presentes en los gases ideales, cada una de ellas derivadas de la relación que existe entre la presión, la temperatura y el volumen.

Isael Uriel Madrigal Sánchez Cada experimento realizado se obtuvieron resultados favorables a como se esperaba que sucediera. Aunque no podamos apreciar a simple vista el aire presente en los sistemas herméticos, sabemos que existe un gas debido a las diferentes variaciones al medir su volumen y temperatura. Donde al tener un volumen inicial, se observa que cambia el volumen al paso del experimento, comprobando experimentalmente las diferentes leyes de los gases.