LABORATORIO DE QUÍMICA I - UNIVERSIDAD DEL VALLE

COMPORTAMIENTO DE SISTEMAS GASEOSOS.

Regalado Segura Andrés (1424397). andresregalado-100@hotmail.comArcila Giraldo Jhan Carlos (1423607). perceo071995@gmail.com

Ruiz Villegas Juan Sebastián (1424441). sebasruizvillegas@gmail.com

28 de Abril de 2014. Departamento de Química – Universidad del Valle.

Datos, cálculos y resultados.

Experimento 1 - Ley de Boyle:La figura 1 muestra la ilustración del experimento de la

Ley de Boyle (Lado Izquierdo) y la gráfica de la función

Presión vs Volumen (Lado Derecho).

Fig. 1 Representación del experimento de Boyle en un Tubo en forma de J, evidenciándose que la presión es inversamente proporcional al volumen (Con Temperatura y Número de Moles Constantes).

En la siguiente tabla se presentan los valores obtenidos

durante la práctica.

Tabla 1.Valores obtenidos de la Ley de Boyle.

Medida

Columna de Alcohol

Columna de Aire

Presión del

SistemaL(cm) V(cm3) L(cm

)V(cm3) (mmHg)

1 0 0 0 0 760*

2 6,3 0,0020 20,4 0,0065 788,3

3 17,8 0,0058 20,1 0,0063 839,9

4 26,8 0,0084 19,2 0,0060 880,2

5 33,6 0,011 17,2 0,0054 910,7

6 44,3 0,014 13,2 0,0041 958,7

*760 mmHg = 1 atm de presión

Datos del Tubo en Forma de J: Diámetro Interno: 0,20 mm Escala I ----- I = 1 cm 1 cm = 0,062 cm3

Discusión de resultados.

Al analizar los datos de la anterior tabla se puede deducir

que al tomar la primera medida sin tapar el extremo más

corto del tubo J, el sistema se encuentra a 1 atm de

presión en ambos extremos donde el alcohol se

encuentra al mismo nivel, tomando este nivel como Punto

de Partida (Cero). Se procedió a tapar el extremo inferior

del tubo, para estudiar la variación del Volumen de Aire

atrapado a medida que se adiciona poco a poco Alcohol

por el otro extremo. Al adicionar el alcohol observamos

que el Volumen del Gas (Aire) disminuía debido a que el

peso del Etanol ejerce una fuerza o empuje (Presión) que

se suma a la Presión Atmosférica haciendo que el

Volumen del Gas se comprima.

Es importante tener en cuenta que la variación del

volumen vertido de Alcohol no es de igual magnitud que

el de la Columna de Aire (Disminución), ya que se debe

tener en cuenta que la Densidad del Etanol es baja con

respecto a la Densidad del Agua (H2O) y el Mercurio

(Hg), por eso el cambio es mínimo en la Columna donde

se encuentra el Gas confinado.

Se puede concluir que la Ley de Boyle si se cumple

puesto que el Efecto de un Aumento de Volumen a

Temperatura Constante significa que la Energía Cinética

de las moléculas del gas no cambia, es decir que su

velocidad permanece constante. Sin embargo, si el

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volumen disminuye, las Moléculas deben moverse

a una menor distancia entre colisiones. Como

consecuencia hay más colisiones por unidad de tiempo

contra las paredes del recipiente aumentando de esta

manera su presión. (Ref. 1).

Experimento 2 - Ley de Charles:La figura 2 muestra la ilustración del experimento de la

Ley de Charles.

Fig. 2 Relación Volumen vs Temperatura donde se evidencia que el volumen es directamente proporcional a la temperatura (con Número de Moles y Presión Constantes).

En la siguiente tabla se presenta los valores obtenidos

durante la práctica.

Tabla 2.Valores obtenidos de la Ley de Charles.

MedidaVolumen

de H2O que Ingresa

(mL)

Volumen del Gas

(mL)

Temperatura(°K)

1 0 mL 33 mL (Vacio)*

301 K

2 4 mL 37 mL 319 K

3 8 mL 41 mL 336 K

4 12 mL 45 mL 353 K

5 16 mL 49 mL 363 K

*Volumen de un Erlenmeyer Vacio de 33 mL

Discusión de resultados.

Interpretando los resultados anteriores, se observó que

en efecto se cumple la Ley de Charles, este fenómeno se

puede explicar de la siguiente manera:

Al tener un vaso de precipitado con agua y

suministrándole calor por medio de una plancha de

calentamiento para elevar su temperatura y luego

introducir un erlenmeyer de 33 mL hasta la mitad en el

agua, el calor adquirido por el agua se transfiere al

erlenmeyer que contiene aire de la atmósfera y el

aumento de la temperatura a presión constante hace que

las moléculas ocupen un volumen mayor. Si se pasa el

erlenmeyer caliente a otro vaso de precipitado boca

abajo con agua a temperatura ambiente, se disminuye la

temperatura del gas (aire) haciendo que las moléculas se

vuelvan más densas, así tanto su velocidad como la

distancia entre ellas disminuye, reduciendo su volumen y

sabiendo que el empuje del agua es hacia arriba, esta

pasará a ocupar ese espacio vacío por tanto al calcular el

volumen total que debería estar ocupando el aire

atmosférico, este será igual al volumen inicial del

erlenmeyer vacío más el volumen ocupado por el agua

mientras se aumenta la temperatura del erlenmeyer.

(Ref. 2).

Experimento 3 - Ley de Graham:La figura 3 muestra la ilustración del experimento de la

Ley de Graham.

Fig. 3 Representación del experimento de Graham, en la cual se evidencia claramente la Ley De Difusión de los Gases, dando lugar a la formación de un Halo Blanco (Anillo).

Discusión de resultados.

Al conectar los dos compuestos (HCl y NH3) contenidos

en 2 erlenmeyers respectivamente por medio de un tubo

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seco, se observó que al momento se

homogeneizarse ambos gases por completo en un

lapso de tiempo determinado (2 minutos y 50 segundos),

se generó un halo blanco (anillo) a una distancia de 9 cm

desde el HCl hasta la formación del anillo y de 23 cm

desde el NH3 hasta el halo blanco, se aprecia una mayor

distancia recorrida por parte del amoniaco, ya que tiene

una menor masa molar esto a su vez implica mayor

velocidad y volatilidad en sus moléculas por ser menos

denso, por otra parte la distancia recorrida antes de que

se encuentren por primera vez los gases es menor en el

caso del HCl puesto que ocurre todo lo contrario ya que

su masa molar es mayor y por ende es más denso

teniendo una capacidad de difusión menor, esto se

comprobó matemáticamente mediante la Ecuación de la

Velocidad Molecular:

U=√ 3 RTMDonde:

U = Velocidad Molecular del Gas (rms)

R = 8,314 J / °K ∙ mol (Joules, Kelvin y mol)

T = Temperatura M = Masa Molar del Gas

U (HCl )=√ 3 (8.314 J /° K ∙mol ) ∙ (301 °K )36.46×10−3Kg /mol

=4.54×102m / s

U (N H3 )=√ 3 (8.314 J /° K ∙mol ) ∙ (301 ° K )1.503×10−2 Kg /mol

=5.06×102m/ s

(Ref. 3).

Respuestas a las preguntas.

1: ¿Por qué el Mercurio es una sustancia más adecuada

para usar en un Barómetro que el Agua?

2: ¿A qué temperatura tendrá una molécula de NH3 la

misma velocidad que una de HCl a 100 °C?

3: ¿Qué son Procesos Isotérmicos, Isobáricos e

Isocóricos?

Respuestas:1: El Mercurio (Hg) es la sustancia más adecuada dado

que es el único material en estado liquido a temperatura

ambiente, cuya densidad es 13.6 veces mayor que la del

agua (H2O). El barómetro de Hg se basa en el peso de

una columna de Hg, en caso de que el barómetro

funcionará con algún otro líquido sería la presión que

genera la columna de ese líquido, por ejemplo si fuera el

agua el barómetro debería tener un tamaño de 10.33

metros lo cual sería algo muy grande para desplazar,

además el Hg es un líquido de alta densidad lo cual

permite reducir el tamaño del barómetro.

2: Mediante la Ecuación de la Velocidad Molecular se

obtuvo que:

U=√ 3 RTMPara el Ácido Clorhídrico:

U rms (HCl )=√ 3 (8.314 J /° K ∙mol ) ∙ (373 ° K )36.46×10−3Kg /mol

100°C = 373°K

U rms (HCl )=√2.55×105J /KgU rms (HCl )=√2.55×105 Kg∙m2/Kg∙s2

U rms (HCl )=√2.55×105m2 ∙ s2

U rms (HCl )=5.05×102m /s

Para el Amoniaco:

U rms (N H 3 )=√ 3 (8.314 J /° K ∙mol ) ∙ (154 ° K )1.503×10−2Kg /mol

-

119°C = 154°K

U rms (N H 3 )=√2.55×105 J /KgU rms (N H 3 )=√2.55×105Kg∙m2/Kg∙ s2

U rms (N H 3 )=√2.55×105m2 ∙ s2

U rms (N H 3 )=5.05×102m /s

En conclusión para que una molécula de NH3 tenga la

misma velocidad que una de HCl a 100 °C, está molécula

debe estar a una temperatura de -119 °C. (Ref. 4).

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3: Procesos Isotérmicos (Isotermos): Son

Procesos de cambio de temperatura reversible en

un sistema termodinámico, siendo dicho cambio a

temperatura constante en todo el sistema. La compresión

o expansión de un gas ideal puede llevarse a cabo

colocando el gas en contacto térmico con otro sistema

llamado Foco calórico, el cual tendrá una Capacidad

calorífica mayor pero a su vez tendrá la misma

temperatura del gas, de esta manera el calor se

transfiere lentamente y permite que el gas se expanda

realizando trabajo; como ya se sabe la energía interna de

una gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta es

constante en la expansión isoterma, el calor tomado del

foco será igual al trabajo que el gas realice:

Un ejemplo de un proceso isotérmico es la compresión o

expansión de un gas ideal en contacto permanente con

un termostato. (Ref. 5).

Procesos Isobáricos: Son Procesos Termodinámicos

que ocurren cuando hay una Presión constante en un

sistema, en donde el calor transferido a presión

constante está íntimamente relacionado con el resto de

las variables expresado así:

Q = U + P V

Donde:

Q = Calor Transferido U = Energía Interna

P= Presión V = Volumen

Procesos Isocóricos (Isométricos o Isovolumétricos): Son Procesos Termodinámicos en los cuales el volumen

permanece constante ( V = 0), es decir que en estos

procesos no se realiza un Trabajo Presión – Volumen:

W = P V

Donde: P = Presión V =Volumen y W = Trabajo

(El trabajo es positivo, porque este es ejercido por parte

del sistema).

Según la Primera Ley de la Termodinámica, Q que es el

cambio de la energía interna del sistema será:

Q = U

La anterior Ecuación expresa que todo calor que

transfiramos al sistema se quedará en su Energía

Interna, U. También se dice que si la cantidad de gas

permanece de forma constante, el incremento de energía

será proporcional al incremento de la temperatura, la cual

se expresa en la siguiente ecuación:

Q = nCv T

Donde: Cv es el calor específico molar a volumen

constante. (Ref. 6).

Referencias.

Ref. 1 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10.3 Las

Leyes de los Gases. Editorial Pearson, Prentice Hall. Química

La ciencia central Brown 11a Edición. Página 399.

Ref. 2 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10 Gases.

Editorial Pearson, Prentice Hall. Química La ciencia central

Brown 11a Edición. Página 400.

Ref. 3 / Ref. 4 - Brown LeMay Bursten Murphy. Capitulo: 10.8

Efusión y Difusión Molecular. Editorial Pearson, Prentice Hall.

Química La ciencia central Brown 11a Edición. Página 417.

Ref. 5 – Termodinamica.html

http://procesoisotermico.blogspot.com. Abril 2009.

Wikipedia. http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_Isotérmico

Ref. 6 - Emma Física. http://emmafisica.blogspot.com. Marzo

2011.

Q=W

Donde:

Q = Calor

W = Trabajo