2. -FECHA DEL EXPERIMENTO:
29/11/2012
-SEMESTRE ACADEMICO: 2012B
I. OBJETIVOS:
OBJETIVOS GENERALES:Hacer conocer las propiedades físicas y
químicas de un gas propiedades y relaciones de volumen, presión y
temperarura.
OBJETIVOS ESPECIFICOS: Llegar a conocer las leyes de Boyle, Charles
,la escala kelvin el cero absoluto los tipos de presión.
II. DATOS EXPERIMENTALES:
-Se prepara el equipo de trabajo:.
-Datos obtenidos:
3. Mediciones Valores iniciales del experimento
Volumen muerto de bureta 4ml
Volumen inicial del gas 25ml
Temperatura del agua 200
C
Presion del gas humedo 23,7
Presion del gas seco 6,2
Volumen del gas seco 5,49
Producto pv del gas seco 34,03
-Tratamientos de datos:
-Presión del gas seco:
P(gas seco) = Ptotal – Pvapor de agua
P=23,7-17.5
P=6,2 torr
-Volumen del gas seco:
Vgas seco=Vgas húmedo x Pgas seco / Pgas húmedo
Vgas seco=21ml x 6,2/23,7
Vgas seco=5,49ml
-Producto PV del gas seco
(PV)gas seco = Pgas seco x Vgas seco
(PV)gas seco =(6,2)x(5,49)
(PV)gas seco=34.03
CONCLUSIONES:
Hemos notado que se cumplen las leyes de boyle planteadas para el estudio
de este experimento que nos sirvió para calcular la diferentes presiones y
volúmenes que se requerían en el laboratorio.
CUESTIONARIO:
1) ¿La presión de de un gas en el interior de una vasija es de 200torr, calcular la
presión en :
4. a)dinas/cm2
b)libras/pulg2
c)atmosferas
A) 1 milímetro de mercurio=torr (mm Hg) = 1,333 x 103
dinas/cm2
(din/cm2
)
1torr=1,333x103
dinas/cm2
200 torr=200x1.333x103
dinas/cm2
200torr=2,666x105
dinas/cm2
B) 1 milímetro de mercurio=torr (mm Hg) = 1,934 x 10-2
libra/pulgada2
(lb/in2
)
1torr=1,934x10-2
libra/pulg2
200torr=200x1,934x10-2
libra/pulg2
200torr=3,868 libra/pulg2
C) 1 milímetro de mercurio=torr (mm Hg) = 1,316 x 10-3
atmósfera (atm)
1torr=1,316x10-3
atm
200torr=200x1,316-3
atm
200torr=2,632x10-1
atm
2) ¿La expression PV=K (T:cte) es verdadera mientras la tempreratura permanescan
contantes?
VERDADERO
Por la ecuación general de los gases ideales se tiene:
PV=RTn
Donde:
P: presión
V: volumen
R: contante de
proporcionalidad
n: numero de
moles
T: temperatura
Tenemos un gas de presión(P) y volumen(V)
5. Como la masa permanece contante entonces el numero de moles
también permanece constante.
PV=RTn…….(1)
Si hacemos variar su volumen(V2) y su presión(P2) manteniendo la
temperatura y masa constante
P1V1=RTn……(2)
Dividiendo (1) entre (2)
Si seguimos variando la perison(P3) y el volumen(V3) manteniendo
constante la temperatura y la masa se llega a obtener:
PV=P 3V 3
Por lo tanto se llega a la conclusión de que :
PV=P2V2=P3V3=……=PnVn=K
Cuando la masa y la temperatura se mantienen constantes.
3) ¿El producto PV depende únicamente de la temperatura del gas?
FALSO
Por la ecuación de los gases ideales se tiene:
PV=RTn
Como “R” es una constante el producto PV depende de la temperatura
“T” y del numero de moles del gas “n”si es que la masa no se mantiene
6. constante pues si la masa es contante el numero de moles también los es
y el producto PV dependería únicamente de la temperatura.
4) ¿Calcular, en atm y dinas/cm2
, la presión ejercida por una columna de
Hg de 60cm de altura a 50o
C (densidad del Hg es 13,4g/ml?
Por la ecuación P.M=TRD
Donde:
P=presión=P
M= masa molar =200.59
D=densidad=13,4
T=temperatura=50 + 273 =323K
R=0,082
Reemplazando en la ecuación:
(P)(200.59g/mol)=(323K)(0,082L.atm/K.mol)(13,4g/ml))x1000ml/1L
P=1716,5atm
1 atmósfera (atm) = 1,013 x 106
dina/centímetro2
(din/cm2
)
1716.5atm=1,013x106
x1716.5=1738.8 dina/cm2
5) La densidad de un gas a condiciones es 1,74 g/ml; Calcular el peso
molecular.
Se tiene la ecuación de los gase:
PM=TRD
Donde:
P: presión
M=peso
molecular
T:temperatura
R:constante de
proporcionalidad
D:densidad
A condiciones normales:
P=1atm
R=0,0082L.atm/K.mol
T=273K
Reemplazando en la ecuación:
7. 6) Una vasija de 10 litros a 20o
C contiene una mezcla gesosa de CO2 y N2 .
La presión total es 1500 torr; en la mezcla, el N2 esta en 25% en
peso.Calcular :
a) El numero total de moles del gas
SOL:
a) Volumen total=10L
Temperatura = 20o
C+273=293K
Presión total=1500torr=1500x1,316x10-3
atm=1974x10-3
atm
R=0,082
n=número de moles totales
Reemplazando en la ecuación de los gases ideales:
P.V=R.Tn
(1974x10-3
atm)(10L)=(0.082 )(293)(n)
n=1,21mol
7) Se descompone 3,0g de KClO3 en KCl y O2 . ¿Que volumen de
oxigeno medido a 25o
C y 700 torr se producen en esta descomposición?
Realizando la reacción química:
KClO3 KCl + O2
Balanceando la ecuación:
2KClO3 2KCl + 3O2
Hallando el numero de moles(n) de KClO3:
Donde : m=masa y M=masa molar
M=2()+2()+3(16)=
8. 8) ¿Las leyes de Boyle y de Charles se cumplen para los gases a altas
presiones y bajas temperaturas?. Explique
LEY DE BOYLE Al aumentar el volumen de un gas, las moléculas que
lo componen se separarán entre sí y de las paredes del recipiente que lo
contiene. Al estar más lejos, chocarán menos veces y, por lo tanto,
ejercerán una presión menor. Es decir, la presión disminuirá. Por el
contrario, si disminuye el volumen de un gas las moléculas se acercarán
y chocarán más veces con el recipiente, por lo que la presión será
mayor. La presión aumentará.
Matemáticamente, el producto la presión de un gas por el volumen que
ocupa es constante. Si llamamos V0 y P0 al volumen y presión del gas
antes de ser modificados y V1 y P1 a los valores modificados, ha de
cumplirse:
P0 x V0 = P1 x V1
DATO: Edme Mariotte completó la ley: Cuando no cambia la
temperatura de un gas,el producto de su presión por el volumen que
ocupa, es constante. El volumen y la presión iniciales y finales deben
expresarse en las mismas unidades, de forma habitual el volumen en
litros y la presión en atmósferas.
LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC.
Al aumentar la temperatura de un gas, sus moléculas se moverán más
rápidas y no sólo chocarán más veces, sino que esos choques serán más
fuertes. Si el volumen no cambia, la presión aumentará. Si la
temperatura
disminuye las moléculas se moverán más lentas, los choques serán
menos
numerosos y menos fuertes por lo que la presión será más pequeña.
Numéricamente, Gay-Lussac y Charles, determinaron que el cociente
entre la presión de un gas y su temperatura, en la escala Kelvin,
permanece
constante.
ESTAS LEYES SON APLICABLES A LOS GASES IDEALES PERO
ES IMPORTANTE SEÑALAR QUE LOS GASES REALES SE
9. PUEDEN CONSIDERARSE IDEALES A ALTAS PRESIONES Y
BAJAS TEMPERATURA.
-Si la pregunta fuera referente alos gase ideales estas leyes siempre se
cumplen.
-Si la pregunta fuera referente a las gases en general sean reales o
ideales el enunciado seria correcto.
9) Dos bulbos de muestra de gases de igual tamaña se mantienen a la
misma temperatura.En uno se introduce CO2 y en el otro una masa igual
de C3H6
a) ¿Que bulbo contiene mayor numero de moléculas?
b) ¿En que bulbo es mayor la presión?
c) ¿En que bulbo las moléculas se mueven con mayor rapidez?
SOL:
a) Se tiene la siguiente relación
# de moléculas=n x N.A.
DONDE:
n=numero de moles
N.A.=numero de abogadro=6,022x1023
# de moléculas = x6,022x1023
Para el CO2
#moleculas= x6,022x1023
Para el C3H6
#moleculas= x6,022x1023
-Por lo tanto el bulbo con C3H6 tiene mas moléculas que el bulbo
con CO2
.
b) Por la ecuación de los gases ideales:
Para el CO2 Para el C3H6
10. Dividiendo las dos ecuaciones se obiene:
-Por lo tanto la presión el bulbo con C3H6 es mayor al de CO2
-Este resultado se podía deducir del enunciado”a” pues como el
bulbo con C3H6 tiene mas moléculas que el de CO2 su presión es
mayor .
c) Los dos gases tienen la misma masa pero distinto es el numero
de moles como V, Y T son constantes se tiene que P(presión)
es directamente proporcional a los moles, Como el bulbo con
C3H6 tiene mayor numero de moles entonces las moleculas se
moveran con mayor velocidad por la teoría CINETICO
MOLECULAR donde haya mayor presión mayor es la
velocidad.
10) Enunciar la ley de Charles. Según esta ley, ¿a que temperatura el
volumen de los gases es cero?
LEY DE CHARLES:
Charles fue el primero en estudiar los gases a presión constante
haciendo varia la temperatura , observo que cuando aumentaba la
temperatura del gas su volumen también aumentaba y cuando
desminuia la temperatura su volumen tabien disminuía
Lo que Charles descubrió es que a presión constante, el cociente entre
el volumen y la temperatura de una cantidad fija de gas, es igual a una
constante.
Matemáticamente podemos expresarlo así:
Esto se aprecia mejor en la grafica presión(P) Vs volumen(V)
V / T = K
11. Se cumplirá:
V1 / T1 = V2 / T2
Ahora realizaremos la grafica volumen volumen (V) Vs temperatura
(T)
La proyección de la recta, dará una intersección en -273.15 ºC,
temperatura a la cual el gas teóricamente tendrá un volumen de cero,
lo cual sólo se cumple para el gas ideal, puesto que los gases reales se
licuarán y solidificarán a temperaturas suficientemente bajas.
11) Diferencias entre un gas real y un gas ideal.
GAS REAL GAS IDEAL
12. Si interesa el volumen de las
moléculas
El volumen de las moléculas es
despreciable frente al volumen total
Si interesa las interacciones entre
las moléculas del gas
Las interacciones entre moléculas de
gas son despreciables
Esta desviaciones de la Fig 1 aparecen producto de la diferencia de
volumen, por lo que
definiremos el factor de compresibilidad (Z), que corresponde a una
medida de la “no-idealidad” en el comportamiento de un gas:
Z = PV/RT
Z = Vreal / Vreal
Fig 1
Para un Gas Ideal, el factor de compresibilidad es unitario, mientras que
para Gases Reales es mayor o menor que 1. Ejemplos para el H2O, CO2 y
O2 gaseosos:
13. 12) Definir:
a) presión manométrica: Es la presión relativa que ejerce un fluido
(líquido o gas), su valor depende de la presion externa. La presión
manométrica puede tener un valor mayor o menor que la presion
atmosferica
La presión manométrica (Pman) la podemos expresar de dos formas,
según la unidad de presión que se desee:
b) Pman = ϒ (Hg) x L
donde Y(Hg) es el peso especifico del mercurio.
También:
c) Pman = L cmHg
b) manómetro: El manómetro es un instrumento utilizado para la
medición de la presión en los fluidos, generalmente determinando la
diferencia de la presión entre el fluido y la presión local.
Un manómetro que mide presiones inferiores a la atmosférica se llama
manómetro de vacío o vacuómetro.
El manómetro es un tubo de vidrio doblado en forma de “U” o forma de
“J” con dos ramas, conteniendo cierta cantidad de mercurio y que posee un
codo en una de las ramas para conectar al fluido que se le quiere medir la
presión. La diferencia de niveles del mercurio es lo que corresponde a
la presión manométrica.
14. c) presión absoluta; Absoluto, es un adjetivo que nombra a aquello
que es ilimitado, independiente, completo o total. Lo absoluto es
incondicionado (existe por sí mismo, sin necesidad de una relación).
Se conoce como presión absoluta a la presión real que se ejerce sobre
un punto dado. El concepto está vinculado a la presión atmosférica y la
presión manométrica.
Estos dos conceptos nos permiten retomar la idea de presión absoluta, que
se calcula en una determinada superficie a partir de la sumatoria de la
presión atmosférica y la presión manométrica. Si nos referimos a una
botella de Coca Cola, la presión absoluta a la que está sometida su botella
es la igual a la suma de la presión atmosférica (externa al envase) y la
presión manométrica (interna, por la acción de las moléculas del gas de la
bebida).
Y se llega a la siguiente relación :
Pabs = Pman +Patm
15. d) cero absoluto: Del problema (10) por la ley de charles y Gay Lusasc
definiremos el cero absoluto.
Haciendo la grafica de presión(P) Vs temperatura (T) de un gas:
Las presiones aumentan desde P1 hasta P4. Todos los gases al final
se condensan(se vuelven liquidos) si se enfrían a temperaturas lo
suficientemente bajas ; las partes solidas de las lines representan la
región de temperatura por arriba del punto de condensación .
Cuando estas líneas se extrapolen o se extienden (las partes
punteadas) todas coinciden en el punto que representa el volumen
cero a una temperatura de -273.150
C
En 1848, Lord Kelvin comprendió el significado de dicho
fenómeno. Identifico la temperatura -273.150
C como el cero
absoluto , teóricamente la temperatura mas baja posible. Tomando
el cero absoluto com punto de partida estableció la escala de
temperatura absoluta conocida ahora como escala de
temperatura Kelvin.
e) volumen molar.El volumen molar de un gas es el volumen que
ocupa una mol de gas en condiciones normales de temperatura y
presión, la cual s igual a 22,4 litros.
Calculando dicho valor:
A condiciones normales:
P=1atm
16. T=273K
n=numero de moles =1mol
V=?
Por la ecuacon de lops gases ideales:
.tambien se puede calcular con la relación:
Siendo:
D= densidad
V= volumen
M= masa
Considerando cualquier gas en este ejemplo tomeremos el H2
Reemplazando en la ecuación:
V=22.47 L
13) Se tiene un frasco abierto con gas de cierto volumen a la
temperatura ambiente y presión atmosférica. ¿Calcular a que
temperatura se debe calentar para expulsar la cuarta parte del gas
incial?
INICIO
Presión=P
Volumen =V
Temperatura=T
# de moles=n
P.V=R.T.n
FINAL
17. Presión=P
Volumen=V
Temperatura=T2
# de mole=(3/4)n
P.V=R.T2.(3/4)n
Dividiendo las el incio y el final se obtiene:
T2=(4/3)T ……..(1)
Como al inicio esta a temperatura ambiente=25o
C=25+273=298K
Reemplazando en (1) se tiene:
T2=(4/3)x289k
T2=385.33k
Por lo tanto el gas se tendrá que calentar desde los 298K hasta los
385.33K
14) Determinar el valor de R en :
a) Calorías x mol-1
x grado -1
Se tiene la ecuación de los gases ideales :
Despejando el valor de R:
R=8,314472 J/molK
a) Joule x mol-1
x grado -1
R=8,314472 J/molK x (1caloria/4,184 joule)
R=1.98 calorias/molK
bueno para hallar presiones parciales nos basamos en la ley de dalton, la cual establece que la
presion total de una muestra de gases es = a la suma de las presiones que cada gas ejerceria si
18. estuviera solo.
entonces teniendo la presion total (Pt) podremos hallar la presion de un gas "a" con la sgt
formula:
Pa =XaPt
donde Xa es la fraccion molar del gas a, entonces recordemos la formula de fraccion molar
X = moles a/ moles totales
entonces en conclusion para hallar la presion parcial debes conocer la presion total y la
fraccion molar del gas (ó moles del gas y moles totales).
