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LEY DE LOS GASES PARTE 1
Informe de laboratorio química inorgánica, CBS Por : Mariana Zea Avalos y Yuliana Echeverri Pérez Tecnología en Química Industrial y de Laboratorio – Facultad de Ciencias Básicas, Sociales y Humanas – Politécnico Colombiano Jaime Isaza Cadavid Docente : Efraín Enrique Villegas. Medellín, 26 de Noviembre del 2021 RESUMEN Los gases ideales constituyen un modelo particularmente útil para acercarse al comportamiento, no sólo de los gases reales, sino también para comprender cómo operan otros sistemas aún más complejos. Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra (cantidad de sustancia, medida en moles). En el laboratorio de gases se estudió el comportamiento de estos, en primer lugar según la ley de Boyle, donde se calcula la presión del aire. En un tubo en forma de U que contiene agua se le pone un tapón por un lado y se añade agua por segunda vez, por este método se logra comprobar esta ley que dice que al aumentar la presión disminuye el volumen. La segunda ley fue la de Graham, donde se pretendió demostrar que las velocidades de difusión son inversamente proporcionales al peso molecular, para esto se tomó un tubo largo, por un lado se impregnó de hidróxido de amonio y por el otro cloruro de hidrogeno, dio como resultado un anillo de sal cerca de donde se puso el cloruro de hidrogeno comprobando esta ley. La última ley es la de Charles, donde se tiene un erlenmeyer con salida al baño María para luego tapar la salida e introducirlo boca abajo a un beaker con agua. Al calentar el erlenmeyer se excitaron las partículas del gas por lo que al introducirlo al beaker con agua se creó un vacío, lo que ocasionó la succión del agua. Palabras claves: Ley de Boyle, ley de Charles, ley de Graham. ABSTRACT Ideal gases are a particularly useful model for getting closer to the behavior, not only of real gases, but also to understand how other even more complex systems operate. For the thermal behavior of particles of matter there are four measurable quantities that are of great interest: pressure, volume, temperature and mass of the sample (quantity of substance, measured in moles).
In the gas laboratory, the behavior of these was studied, firstly according to Boyle's law, where the air pressure is calculated. In a U-shaped tube that contains water, a cap is put on one side and water is added a second time, by this method it is possible to verify this law that says that when the pressure increases, the volume decreases. The second law was that of Graham, where it was tried to show that the diffusion rates are inversely proportional to the molecular weight, for this a long tube was taken, on the one hand it was impregnated with ammonium hydroxide and on the other hydrogen chloride, it gave as a result a salt ring near where the hydrogen chloride was put proving this law. The last law is that of Charles, where you have an erlenmeyer flask with exit to the water bath and then cover the exit and introduce it upside down to a beaker with water. When the erlenmeyer flask was heated, the gas particles were excited, so when introducing it to the beaker with water, a vacuum was created, which caused the suction of the water. Keywords: Boyle's Law, Charles Law, Graham Law.
Difusión: Es el proceso por el cual un gas en forma gradualmente y uniforme, se dispersa a través de un espacio dado, debido al movimiento de sus moléculas. Efusión: Es un proceso por el cual un gas fluye a través de un agujero pequeño en una placa muy delgada. En este informe se espera reconocer cómo se comportan los gases ideales y los fundamentos de cada ley que los rige, llevando a cabo un análisis más allá del nivel macroscópico y también identificar una serie de fenómenos termodinámicos que se encuentran involucrados.
2. OBJETIVOS Objetivo general: Demostrar experimentalmente la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Graham. Objetivos específicos: ● Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de un gas a temperatura constante. ● Estudiar el efecto de la temperatura absoluta sobre el volumen de una muestra de gas a presión constante. ● Establecer relaciones entre la presión y el volumen de un gas y entre la temperatura absoluta y el volumen de un gas. 3. RESULTADOS Tabla 1. Datos para realizar la comprobación de la ley de Boyle Dato N° Altura de la columna de aire (cm) (h aire) Altura de la columna de agua (cm) (h agua) 1 16,2 9, 2 16,0 9, Tabla 2. Comprobación de la ley de Boyle Dato No. Presi ón de la colum na de agua (mmH g) Presi ón del siste ma (atm) (P) Volu men de la colum na del aire (L) (V) Constan te (VxP) 1 7,23 0,852 0, 73 0, 2 7,17 0,852 0, 68 0,
V columna de aire = Π r
2
haire
V 1 columna de aire =3,1416 (0,305)
2
V 2 columnade aire =3,1416 (0,305)
2
Pcolumna de agua =
hagua ∗ d H 2 o
d Hg
P 1 columna de agua =
g
mL
g
mL
P 2 columna de agua =
g
mL
g
mL
Psistema = Patmosférica + Pcolumna
P 1 sistema = 640 + 7,23=647,
P 2 sistema = 640 + 7,17=647,
Tabla 3. Datos para realizar la comprobación de la ley de Charles Medida Cantidad Unidad Volumen total del erlenmeyer (V 1 ) 150 mL Volumen del agua que entró al erlenmeyer 10 mL Volumen del aire frío (V 2 ) 140 mL Temperatura del aire caliente (T 1 ) 95 °C Temperatura del aire frío (T 2 ) 29 °C Parámetros del laboratorio 640 mmHg Tabla 4. Datos de la comprobación de la ley de Charles Medida Volumen (V) (L) Temperat ura (T) (K) Consta nte (V/T) Aire caliente 0,150 368,15 0, Aire frío 0,010 302,15 0, T 1 = 368,15 K T 2 = 302,15 K Volumen de agua que entro al erlenmeyer = 0,01 L Volumen del erlenmeyer = 0,15 L V 2 = 0,15 – 0,01 = 0,14 L
V 1 =
V 2 ∗ T 1
T 2
V 1 =
=0,17 L
V 1
T 1
V 2
T 2
Tabla 5. Datos para realizar la comprobación de la ley de Graham Medida Cantidad Unidad X Recorrida por NH 3 45 cm X Recorrida por el HCl 9,4 cm Tabla 6. Comprobación de la ley de Graham VNH3/VHCl Experimental VNH3/VHCl Teórica Porcentaje de Error 4,78 1,46 227%
un dedo y colocarlo boca abajo en un beaker con agua fría, después de que el sistema se enfriara se quita el dedo, en lo que se observó una succión de agua, por último se volteó el erlenmeyer para medir la cantidad de líquido que entró. El erlenmeyer tenía una salida para poder expulsar el gas contenido, esto se debió a que al calentar el sistema implica dar energía cinética a las moléculas del gas, lo que quiere decir que estas se moverán más rápido por lo que salían del contenedor. Algunas moléculas excitadas no alcanzaron a escapar, por lo que después de someter el sistema a un enfriamiento y quitar el dedo de la salida del erlenmeyer, el agua entra a ocupar el volumen del gas que se expandió, ya que cuando había mayor temperatura el gas tenía un mayor volumen y al disminuir su calor el gas redujo su volumen, siendo el líquido quien ocupe este espacio. Por lo que se puede decir de esta ley que el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) de un gas permanece constante (K). Se comprobó esto ya que al realizar el cálculo se obtuvo que V 1 /T 1 = V 2 /T 2 , esto se puede observar en la tabla 4. Ley de Graham La ley de Graham anuncia que las velocidades de difusión entre dos gases son inversamente proporcionalmente a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares, es decir, entre mayor sea el peso molecular del gas menor será su velocidad de difusión. Esta ley es una de las leyes de los gases que estudia la relación entre la velocidad de difusión y el peso molecular para dos gases encerrados en un recipiente a temperatura y presión constante. Para la realización del experimento de la ley de Graham se tomó un tubo largo y delgado en el cual se impregnó en una esquina algodón con hidróxido de amonio, por el otro lado cloruro de hidrogeno y se esperó a que se pudiera apreciar el anillo de sal. Se pudo observar que el anillo de sal se formó a 45 cm del hidróxido de amonio y 9,4 cm del cloruro de hidrogeno, ya que el peso molecular es de 17 g/mol y 36, g/mol respectivamente, por lo que el cloruro de hidrogeno es más pesado y va a ser mas lento al desplazarse, por ende el hidróxido de amonio tuvo mayor velocidad y el anillo se formó más cerca del cloruro de hidrogeno, por lo que se comprobó la ley de Graham. Se esperaría de esta ley que las velocidades de difusión halladas experimentalmente fueran iguales a la raíz cuadrada de los pesos moleculares. Se puede observar en la tabla 6 que esto no se cumplió ya que se tuvo un porcentaje de error del 227%, lo que se puede deber a una mal medición de las distancias donde se formó el anillo de sal.
5. CONCLUSIONES: Se puede concluir que: Se determinó que propiedades como la presión, la temperatura y el volumen se relacionan de manera directa o inversa dependiendo del sistema de gases que se expone; de acuerdo con estas diferencias se establecieron una serie de leyes que describen el comportamiento ideal de los gases con ciertas condiciones estándar. Se comprobó en la ley de Boyle que el volumen es inversamente proporcional a la presión manteniendo la temperatura constante.
Se comprobó la ley de Charles que el volumen es directamente proporcional a la temperatura manteniendo la presión constante.
6. REFERENCIAS [1] Química. Raymond Chang. Ed. Mc Graw Hill. 11a^ edición. México (2013). [2] Schiavello, Mario; Vicente Ribes, Leonardo Palmisano (2003). Fundamentos de Química. Barcelona: Editorial Ariel, S.A. [3] ASIMOV, I. Breve Historia de la Química, Madrid, Alianza Editorial, 1975. Disponible en: http://www.librosmaravillosos.com/br evehistoriaquimica/. [4] M. Olmo (2015). Conceptos de gases ideales. Consultado el 24 de noviembre
- Disponible en http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hba sees/kinetic/idegas.html [5] Dra. Graciela Mabel Montiel (2006). Leyes de los gases. Consultado el 24 de noviembre 2021. Disponible en http://exa.unne.edu.ar/quimica/quimgene ral/UNIDADVGases.pdf [6] Cedrón J; Landa V; Robles J (2011). Leyes de los gases ideales. Consultado el 25 de noviembre 2021. Disponible en http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral /contenido/521-leyes-de-los- gases- ideales.html 7. ANEXOS 7.1 Cuestionario 1. ¿Cómo se afectarán los resultados si los gases no se comportan idealmente? El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones elevadas, cuando las fuerzas y el tamaño intermoleculares es importante, también por lo general el método de gas ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados como tales como vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes. A ciertas temperaturas bajas y alta presión los gases reales sufren una transición de fase, tales como a líquido o sólido. El modelo de gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase, estos fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas. Una de las ecuaciones de estado más simple es la ecuación del gas ideal, que es aproximada al comportamiento de los gases a bajas presiones y temperaturas mayores a la temperatura crítica, sin embargo esta ecuación pierde mucha exactitud altas presiones y bajas temperaturas y no es capaz de predecir la condensación de gas en líquido. 2. ¿Qué correcciones deben efectuarse para los gases reales? La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión el volumen y la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas es: Donde: P = Presión absoluta V = Volumen
T 1 = 20 ºC + 273.15 = 293.15 K
P 1 = 1.8 atm V 2 = 50.5 L P 2 = ¿? T 2 = 50 ºC + 273.15 = K Calcular P 2 P 2 = V 1 * P 1 * T 2 V 2 * T 1 P 2 = 50 L * 1.8 atm * 323.15 K 50.5 L * 293.15 K P 2 = 1.965 atm. es la presión del neumático tras la marcha.
