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Universidad Mayor de San Andrés
Facultad de Ingeniería
Curso Básico
LABORATORIO DE QUIMICA
PRACTICA Nº 2
GASES
Nombre: Contreras Useglio Rolando Miguel
Materia: Laboratorio Química General. (QMC 100)
Docente: Ing. Leonardo Coronel R.
Grupo: M
Carrera: Ingeniería Química
Semestre: II / 2009
Laboratorio de Química
Práctica Nº2
Gases
Índice
GASES ........................................................................................................................................................................................... 3
OBJETIVOS .................................................................................................................................................................................. 3 FUNDAMENTO TEÓRICO .............................................................................................................................................................. 3
Gas ........................................................................................................................................................................................ 3 Ley de Boyle - Mariotte ......................................................................................................................................................... 4 Ley de Charles ...................................................................................................................................................................... 5 Ley de Gay-Lussac ................................................................................................................................................................ 6 Ley de Avogadro ................................................................................................................................................................... 7 Ley de los gases ideales ........................................................................................................................................................ 7 Condiciones Normales .......................................................................................................................................................... 7 Gases finales ......................................................................................................................................................................... 9 Ecuación de van der Waals ................................................................................................................................................... 9 Vapor ................................................................................................................................................................................... 10 Gas Húmedo ........................................................................................................................................................................ 11 Humedad absoluta y relativa .............................................................................................................................................. 11
PROCEDIMIENTO ....................................................................................................................................................................... 12 Medidas de la Presión ......................................................................................................................................................... 12 Ley de Boyle ........................................................................................................................................................................ 12 Ley de Charles .................................................................................................................................................................... 12 Ley de Gay-Lussac .............................................................................................................................................................. 12 Determinación de la Constante “R” ................................................................................................................................... 12
MATERIALES Y REACTIVOS UTILIZADOS ................................................................................................................................... 13 Materiales ........................................................................................................................................................................... 13 Reactivos ............................................................................................................................................................................. 13
EXPERIMENTACIÓN (RECOLECCIÓN DE DATOS IMPARCIALES) ................................................................................................... 14 Determinación de las Presiones Manométricas .................................................................................................................. 14 Ley de Boyle ........................................................................................................................................................................ 14 Ley de Charles .................................................................................................................................................................... 14 Ley de Gay – Lussac ........................................................................................................................................................... 14 Determinación de la constante “R” .................................................................................................................................... 15
CÁLCULOS Y RESULTADOS OBTENIDOS .................................................................................................................................... 15 CÁLCULOS ................................................................................................................................................................................ 15
Determinación de las presiones manométricas ................................................................................................................... 15 Ley de Boyle ........................................................................................................................................................................ 16 Ley de Charles .................................................................................................................................................................... 20 Ley de Gay-Lussac .............................................................................................................................................................. 20 Determinación de la constante “R” .................................................................................................................................... 23
RESULTADOS OBTENIDOS ......................................................................................................................................................... 25 Medidas de la presión ......................................................................................................................................................... 25 Ley de Boyle ........................................................................................................................................................................ 25 Ley de Charles .................................................................................................................................................................... 25 Ley de Gay-Lussac .............................................................................................................................................................. 25 Determinación de “R” ........................................................................................................................................................ 25
GRÁFICOS ................................................................................................................................................................................. 26 ANÁLISIS DE RESULTADOS (COMPARACIÓN CON LOS TEÓRICOS) .............................................................................................. 28 CONCLUSIONES ......................................................................................................................................................................... 28 RECOMENDACIONES ................................................................................................................................................................. 29 BIBLIOGRAFÍA .......................................................................................................................................................................... 29 ANEXOS .................................................................................................................................................................................... 30
Practica Nº 2
Gases
Objetivos
Realizar mediciones de presión utilizando manómetros en U.
Estudiar el comportamiento de un gas y comprobar en forma práctica el cumplimiento de las leyes
empíricas desarrolladas por Boyle, Charles y Gay Lussac.
Generar un gas en condiciones controladas y recogerlo sobre agua, utilizando para ello el
Eudiómetro.
Realizar medidas de magnitudes comunes en forma correcta y confiable.
Calcular experimentalmente el valor de la constante R y comparar el valor hallado con el valor
bibliográfico.
Realizar el tratamiento de datos con énfasis en promedios aritméticos y errores absoluto y relativo.
Fundamento teórico
Gas
Sustancia en estado gaseoso. El estado gaseoso es uno de los estados de la materia, caracterizado por el
movimiento libre, al azar, de las partículas (átomos, iones o moléculas). El paso masivo de una sustancia
al estado gaseoso (ebullición) ocurre cuando su presión de vapor iguala a la presión externa. En el agua, a
presión de 1 atmósfera, el paso del estado líquido al gaseoso (vapor de agua) ocurre a una temperatura de
100 ºC.
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal
composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan
volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente
que lo contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan
insignificantes.
Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y
el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen
libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente
hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.
Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas. La Ley de Boyle-
Mariotte afirme que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la
presión. La Ley de Charles y Gay-Lussac afirma que el Volumen de un gas a presión constante es
directamente proporcional a la temperatura absoluta. La combinación de estas dos leyes proporciona la ley
de los gases ideales: nRTPV (n es el número de moles), también llamada ecuación de estado del gas
ideal. La constante, R, es una constante universal cuyo descubrimiento fue una piedra angular de la ciencia
moderna.
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 del material.
Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse
como tal.
Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el
tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre
molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen.
Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir
entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las
sustancias.
Para entender mejor el comportamiento de un gas siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal
aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son:
Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases
diferentes, no.
Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción
molecular es nula.
El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente.
Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por
lo que chocan, ya entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene.
Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética
de sus moléculas, las cuales se mueven.
Ley de Boyle - Mariotte
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las
leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a
temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:
donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen
aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si
consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura,
deberá cumplirse la relación:
Donde:
= Presión Inicial
= Presión Final
= Volumen Inicial
= Volumen Final
Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos.
Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases,
que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal
de los gases.
Para poder comprobar su teoría, Boyle hizo el experimento el cual ayudo a comprobar su teoría,es el
siguiente: Introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las distintas presiones al bajar el
émbolo. A continuación hay una tabla que muestra algunos de los resultados que obtuvo:
Experimento de Boyle
× P (atm) V (L) PV
0,5 60 30
1,0 30 30
1,5 20 30
2,0 15 30
2,5 12 30
3,0 10 30
Ley de Charles
La Ley de Charles y Gay-Lussac, también llamada Ley de Charles explica las leyes de los gases
ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una
presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que a una
presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el
volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así
que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas.
La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no
publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida
a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en
1702.
Por otro lado, Gay Lussac relacionó la presion y la temperatura como unidades directamente
proporcionales y es llamada "La segunda ley de Gay-Lussac"
La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido
usada de muchas formas diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la
fórmula:en esta ley actúan la presión de un gas ideal así como la de un gas constante
Además puede expresarse como:
donde:
V es el volumen
T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)
k es la constante de proporcionalidad
Ley de Gay-Lussac
La Ley de Gay-Lussac dice:
“Si el volumen se mantiene constante, el cociente entre presión y temperatura (Kelvin) permanece
constante”. Matemáticamente se expresa como:
Esta ley fue enunciada en 1800 por el físico y químico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el
número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el
recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.
Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la
temperatura tenía un valor constante.
Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo
del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y
se cumplirá:
Es otra manera de expresar la Ley de Gay-Lussac.
Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Es decir, las
temperaturas han de expresarse en Kelvin.
Ley de Avogadro
Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente
proporcional al Número de moles (n). Matemáticamente, la fórmula es:
El volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el
mismo.
Ley de los gases ideales
Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases.
Su expresión matemática es:
Donde
P es la presión
V es el volumen
n es el número de moles
R la constante universal de los gases ideales
T la temperatura en Kelvin
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm·l·K−1
·mol−1
si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J·K−1
·mol−1
si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal·K−1
·mol−1
R = 8,31451 10−10
erg ·K−1
·mol−1
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1
atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende del estado actual
en que se encuentre el gas.
Condiciones Normales
En el mundo de la Ingeniería Química hay dudas con respecto a la diferencia entre condiciones normales
(N.C.) y condiciones estándares (S.C.); las mismas que han sido sembradas durante años por libros de
textos, catálogos y profesionales confundidos.
Todos empleamos ambas condiciones a la presión de 1 atmósfera (1,013 bar; 101,325 kPa; 14,7 psia; etc.).
La confusión está en la TEMPERATURA. Muchos asignan e intercambian los siguientes valores para
cada condición: 0ºC, 15ºC y 25ºC. En las siguientes líneas aclararemos la disyuntiva.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés) publicó en su página
web un glosario revisado en el 2000, en la cual se definen los términos “Condiciones Normales” (Normal
Conditions), “Estándar” (Standard) y “Condiciones Estándares para los gases” (Standard Conditions for
Gases).
Condiciones Normales: Es un término cualitativo que depende de la preferencia del investigador; a
menudo implica la presión del ambiente y la temperatura del lugar. Es preferible que estas variables de
temperatura y presión sean fijadas como valores representativos de las condiciones actuales (o rango de
condiciones) empleadas en el estudio.
Estándar: Es un valor exacto o un concepto establecido por autoridad o por acuerdo, que sirve como
modelo o regla en la medición de una cantidad o en el establecimiento de una práctica o procedimiento, en
el análisis de la contaminación del aire, o el uso de los gases, líquidos y sólidos de referencia estándar para
calibrar equipos.
Se entiende por condiciones normales las adoptadas como referencia para la determinación de
propiedades físicas, químicas, etc. de una sustancia, objeto o sistema; comúnmente comprende la presión
y temperatura.
Refiriéndose a los gases, las condiciones normales de presión y temperatura para la determinación de
sus propiedades son, por acuerdo internacional, 0 ºC (273,15 K) y 1 atm (ó 105 Pa, como recomienda la
IUPAC), con la salvedad de que los medidores de gasto volumétrico se calibran a 25 ºC.
En cualquier otro caso, cuando se emplea el adjetivo normal, se entiende referido exclusivamente a la
presión atmosférica (1 atm), de modo que pueden encontrarse tablas de datos para las propiedades de
distintos materiales o compuestos químicos a temperaturas tan dispares como 0 ºC, 18 ºC, 20 ºC, 25 ºC,
etc. Para mayor confusión, en castellano frecuentemente se emplea el adjetivo estándar (anglicismo),
como si se hablara de cosas distintas sin serlo.
Seguidamente se señalan algunas temperaturas normales (de referencia) en diversos ámbitos científicos y
tecnológicos:
Metrología dimensional: 20 ºC - Todas las dimensiones indicadas en un plano (salvo que
explícitamente se indique lo contrario) están referidas a 20 ºC, lo que exige que sea esa la
temperatura que debe tener el laboratorio.
Aeronáutica: 15 ºC - Temperatura de referencia al nivel del mar para el cálculo de algunas
magnitudes como la velocidad, consumo de combustible y autonomía.
Se conoce como condiciones normales de la materia gaseosa a ciertos valores arbitrarios de presión y
temperatura, que son:
De esta forma, un mol de un gas en condiciones normales son 22,433 litros, que también se puede
simplificar como 22,4 l.
KCT 273º0
mmHgP 760
Gases finales
Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento
ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales que son variadas y más complicadas cuanto
más precisas.
Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más
volumen. Esto se debe a que entre sus átomos/moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas,
debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.
El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su
fórmula química y cuanto menor sea su reactividad, tendencia a formar enlaces. Así, por ejemplo, los
gases nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un
comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano
hidrógeno. Menos ideales serán los triatómicos como el dióxido de carbono, el caso del vapor de agua aún
es peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno lo que aún reduce más la
idealidad. Dentro de los gases orgánicos el que tendrá un comportamiento más ideal será el metano
perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así el butano es de esperar que tenga
un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es porque cuanto más grande es la partícula
fundamental constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor
que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las
ecuaciones ideales mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces
deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.
También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas. Por otra
parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas
temperaturas. También por su estabilidad química.
Ecuación de van der Waals
Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal,
tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis
fue realizado por primera vez por el físico holandés L.D. van der Waals en 1973. además de ser un
procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del
comportamiento del gas real a nivel molecular.
Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones
intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra
la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der
Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, ideal, está relacionada con la presión experimental
medida, real, por medio de la ecuación:
donde:
a es una constante
n es el número de moles
V es el volumen del gas
Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas
ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un nivel intrínseco finito,
aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en:
Donde n es el número de moles del gas b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado
por n moles del gas.
Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, se vuelve a escribir la ecuación del gas ideal
en la forma siguiente:
Vapor
El vapor es un estado de la materia en el que las moléculas apenas interaccionan entre sí, adoptando la
forma y el volumen del recipiente que lo contiene y tendiendo a expandirse todo lo posible. También es un
fluido. No hay que confundirlo con el concepto de gas, aunque se suela utilizar ambos indistintamente. El
término vapor se refiere estrictamente a aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura
constante. Normalmente la palabra vapor suele referirse al vapor de agua, gas que se produce cuando el
agua se calienta a 100 ºC y una atmósfera de presión.
El vapor es un fluido gaseoso cuya temperatura es inferior a su temperatura crítica. Su presión no aumenta
al ser comprimido, sino que se transforma parcialmente en líquido; p. ej., el producido por la ebullición
del agua, es decir, el Vapor de Agua. El vapor de agua es un gas que se obtiene por evaporación o
ebullición del agua líquida o por sublimación del hielo. Es inodoro e incoloro y, a pesar de lo que pueda
parecer, las nubes o el vaho blanco de una cacerola o un congelador, vulgarmente llamado "vapor", no son
vapor de agua sino el resultado de minúsculas gotas de agua líquida o cristales de hielo. Muy enrarecido,
el vapor de agua es responsable de la humedad ambiental. En ciertas condiciones, a alta concentración,
parte del agua que forma el vapor condensa y se forma niebla o, en concentraciones mayores, nubes.
Cuando se confina el vapor emitido por una sustancia a cualquier temperatura, ejerce una presión
conocida como presión de vapor. Al aumentar la temperatura de la sustancia, la presión de vapor se eleva,
como resultado de una mayor evaporación. Cuando se calienta un líquido hasta la temperatura en la que la
presión de vapor se hace igual a la presión total que existe sobre el líquido, se produce la ebullición. En el
punto de ebullición, en el que corresponde una única presión para cada temperatura, el vapor en equilibrio
con el líquido se conoce como vapor saturado; ese es el caso, del vapor de agua a 100ºC y aun presión de
1 atmósfera. El vapor a una temperatura superior al punto de ebullición se denomina vapor sobrecalentado
y se condensa parcialmente si se disminuye la temperatura a presión constante.
A temperaturas y presiones normales, la presión de vapor de los sólidos es pequeña y suele ser
despreciable. Sin embargo, la presencia de vapor de agua sobre el hielo demuestra su existencia. Incluido
en los metales, la presión de vapor puede ser importante a temperatura elevada y presión reducida. Cuando
se calienta una solución de dos sustancias volátiles, como agua y alcohol, el vapor resultante contiene
ambas sustancias, aunque generalmente en proporciones distintas de las de la solución original.
Normalmente se evaporan primero un porcentaje mayor de la sustancia más volátil; este es el principio de
destilación.
Gas Húmedo
Cuando se obtiene un gas por desplazamiento de agua se captura un volumen de gas húmedo por que
tenemos una mezcla del gas obtenido y vapor de agua arrastrado por las moléculas del gas obtenido.
Se entiende por gas Húmedo a la mezcla homogénea de gas seco y vapor de un líquido. Los gases
húmedos tienen las siguientes características:
Se recogen generalmente sobre un líquido no volátil.
Tiene una aplicación de la Ley de Dalton de las presiones parciales.
Se obtiene este gas burbujeando a través de un líquido.
Las moléculas arrastradas en forma de vapor son recolectadas como moléculas de Gas y de líquido
vaporizado.
Humedad absoluta y relativa
La humedad absoluta ( ) es la relación que existe entre la masa de vapor y la masa del gas seco,
contenidos en una masa de gas húmedo.
ogas
vapor
m
m
sec
La humedad relativa es la humedad que contiene una masa de aire, en relación con la máxima humedad
absoluta que podría admitir sin producirse condensación, conservando las mismas condiciones de
temperatura y presión atmosférica. Esta es la forma más habitual de expresar la humedad ambiental. Se
expresa en tanto por ciento. %
%100*
v
v
P
P
donde
vP es la presión parcial de vapor de agua en la mezcla de aire;
*
vP es la presión de saturación de vapor de agua a la temperatura en la mezcla de aire; y
es la humedad relativa de la mezcla de aire que se está considerando.
La importancia de esta manera de expresar la humedad ambiente estriba en que refleja muy
adecuadamente la capacidad del aire de admitir más o menos vapor de agua, lo que, en términos de
comodidad ambiental para las personas, expresa la capacidad de evaporar la transpiración, importante
regulador de la temperatura del cuerpo humano.
Procedimiento
Medidas de la Presión
Inicialmente se tiene el equipo instalado de la siguiente manera:
Existe papel milimetrado en el equipo, detrás de los manómetros en U.
Se midió el diámetro interno del tubo.
Se infló el blader hasta unos 20 cm como se indica en la guía. Posteriormente se lo conecta a los manómetros.
Se procedió finalmente a medir la presión manométrica de los tres líquidos existentes en el sistema, se los
registró l1.para posteriormente poder calcular la presión absoluta con un intervalo de confianza del 95%.
Ley de Boyle
En base al sistema ya establecido, se toman los siguientes datos en nueve ocasiones, con el fin de lograr mayor
precisión en la práctica:
Se registra la presión manométrica (mmHg) ,la altura del gas (mm), el diámetro in terno del tubo y la
temperatura constante del laboratorio.
Mediante dichos datos se procederá a obtener los volúmenes y las presiones para cada caso.
Ley de Charles
Sobre el sistema ya establecido, se procede inicialmente a calentar el agua y a introducirla en la camisa
calefactora, se registra la temperatura del agua en la camisa calefactora. Se registra la variación del volumen.
En la ley de Charles se mantiene la presión constante colocando las columnas del manómetro a la misma
altura. Se registran los datos de volumen y temperatura mientras el agua enfría en cada toma de datos.
Ley de Gay-Lussac
Sobre el sistema ya establecido, se procede inicialmente a calentar el agua y a introducirla en la camisa
calefactora, se registra la temperatura del agua en la camisa calefactora. Tras antes haber igualado las columnas
de Mercurio, se registra una diferencia entre las columnas de mercurio. En la ley de Gay-Lussac se mantiene el
volumen constante.
Determinación de la Constante “R”
Se instala el sistema establecido para realizar le presente práctica. Consiste en la instalación del soporte
universal, al cuál se le ajustan las pinzas porta bureta, se llena el vaso de precipitados y en lo posible sin
dejar escapar agua se introduce el voltámetro de Hoffman finalmente se prepara para la reacción el tubo de
ensayo conectado al sistema mediante el tapón con una perforación. De esa manera se pesan 0.15 g de
Magnesio en la balanza eléctrica, para luego introducirlos al tubo de ensayo. Se emplea el ácido
clorhídrico para que comiencen a reaccionar y se genere gas hidrógeno para recogerlo sobre agua. Se toma
el volumen, la temperatura y la presión manométrica. Así con los datos obtenidos se puede calcular la
Presión Total, sacando la presión de vapor de Agua de tablas y la constante universal de los gases “R”,
calculando del número de moles a partir de la reacción producida. La presente práctica se la llevó a cabo
en tres ocasiones.
1 Los valores tomados se encuentran en la sección de experimentación y en los anexos al presente informe.
Materiales y reactivos utilizados
Materiales
Item
Material
Característica
Cantidad
Item
Material
Características
Cantidad
1
Manómetros en
U Vidrio 4 10
Inflador. Portátil 1
2
Blader de Pelota
1
11
Vernier.
1
3 Termómetro Mercurio 1 12
Aparato
CENCO para
gases.
1
4
Aparato para
leyes de Charles
y Gay-Lussac
1 13
Tubo
generador de
gases.
1
5
Eudiómetro
50 cm3
1
14
Jarro.
Metálico
1
6
Regla 1 15
Vaso de
precipitados 1000 cm3 1
7
Soporte
Universal 1 16
Tapón de
goma con una
perforación.
1
8
Pinza porta
Bureta 1 17
Tubo de vidrio
en forma de U. 1
9
Hornilla 1
Reactivos
Item
Reactivo
Características
1
Magnesio En cinta
2
Zinc
p.a.
3
Acido Clorhídrico.
Experimentación (recolección de datos imparciales)
Los datos recopilados2 en la práctica se muestran en orden en las siguientes tablas:
Determinación de las Presiones Manométricas
Presión manométrica (mmHg) 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Liquido manométrico Agua 28.8 21.2 30.3 30.9 27.3 20.9 5.0 4.0 8.8
Liquido manométrico Aceite 33.8 24.5 34.0 55.0 30.4 23.7 6.0 4.8 10.0
Liquido manometrito Mercurio 2.2 2.0 2.2 2.9 2.1 1.7 0.6 0.3 0.9
Ley de Boyle
Temperatura Promedio (ºC) KCT º292º19
Diámetro interno del tubo (mm) mmcmD 8.338.0
Presión atmosférica mmHgP 495
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Presión manométrica h (mmHg) 81.5 51.0 73.0 82.0 83.0 78.0 63.0 76.0 79.0
Altura del gas h (mm) 24.7 26.2 25.3 24.8 24.4 24.5 25.1 25.4 25.6
Ley de Charles
Presion del Gas (mmHg)
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Temperatura (ºC) 58 77 66 64 66 74 78 75 73
Volumen del gas (cm3) 9.1 9.6 9.5 9.4 9.3 9.5 9.4 9.6 9.5
Ley de Gay – Lussac
Volumen del gas (cm3)
Presión atmosférica (mmHg) mmHgP 495
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Temperatura (ºC) 58 77 66 64 66 74 78 75 73
Presión manométrica del gas (mmHg) 6.0 4.5 4.0 4.0 5.0 10.0 13.0 10.0 8.0
2 Para una posterior revisión, los datos se encuentran también en el último capítulo, en los anexos.
Determinación de la constante “R”
Registro de datos 1 2 3
Masa de magnesio (g) 0.15 0.15 0.15
Volumen de hidrogeno (cm3) 45 53.5 53.1
Temperatura (ºC) 18 18 18
Presión manométrica (mmH2O) 62 25 40
Presión de vapor de agua (mmHg) (de tablas) 15.5 15.5 15.5
Cálculos y Resultados Obtenidos3
Cálculos
Determinación de las presiones manométricas
Presión manométrica (mmHg) 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Líquido manométrico Agua 28.8 21.2 30.3 30.9 27.3 20.9 5.0 4.0 8.8
Líquido manométrico Aceite 33.8 24.5 34.0 55.0 30.4 23.7 6.0 4.8 10.0
Líquido manométrico Mercurio 22 20 22 29 21 17 6 3 9
Calcule la presión absoluta del gas en mmHg, cm de Agua y cm de Aceite.
Emplearemos las siguientes ecuaciones:
ManAtmAbs PPP (1)
cmAceiteP
OcmHP
mmHgP
Atm
Atm
Atm
1.944
2.673
495
2
Presión absoluta 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Líquido manométrico Agua (cm) 702 694.4 703.5 704.1 700.5 694.1 678.2 677.2 682
Líquido manométrico Aceite (cm) 977.9 968.6 978.1 999.1 974.5 967.8 948.1 948.9 954.1
Líquido manométrico Mercurio (mm) 517 515 517 524 516 512 501 498 504
mmMercurion
P
P
cmAceiten
P
P
cmAguan
P
P
n
iioAbsMercuri
oAbsMercuri
n
iiAbsAceite
AbsAceite
n
iiAbsAgua
AbsAgua
6.511
6.968
9.692
1
1
1
3 Todos los cálculos de errores obtenidos serán calculados con un nivel de confianza del 95 %.
Determinar la densidad del aceite considerando que el agua tiene una densidad de 1 g/cm3.
33
1
8.017.24
7.19
7.24
22
cm
g
cm
g
cm
cm
hh
OcmHn
h
h
Aceite
AceiteAceiteOHOH
s
n
i
i
Aceite
Exprese el resultado de la presión con un intervalo de confianza del 95%.
Ley de Boyle
Temperatura Promedio (ºC) KCT º292º19
Diámetro interno del tubo (mm) mmcmD 8.338.0
Presión atmosférica mmHgP 495
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Presión manométrica h (mmHg) 81.5 51.0 73.0 82.0 83.0 78.0 63.0 76.0 79.0
Altura del gas h (mm) 24.7 26.2 25.3 24.8 24.4 24.5 25.1 25.4 25.6
Calcular la presión absoluta de cada medida y el volumen del gas
Para calcular la presión absoluta de cada medida utilizaremos la siguiente ecuación:
ManAtmAbs PPP
mmHgn
P
P
n
i
i
5111
mmHgP
EPP
mmHgn
stE
mmHgn
PP
s
P
PP
n
i
i
P
7511
79
647.8303.4
647.81
2
1
3
1
1
7.19
2 cm
g
OcmHn
h
h
OH
s
n
i
i
Agua
Tenemos las nueve Presiones Manométricas y conocemos la Presión Atmosférica. Entonces para los nueve
casos será:
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
576
5.81495
1
1
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
546
0.51495
2
2
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
568
0.73495
3
3
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
577
0.82495
4
4
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
577
0.83495
5
5
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
573
0.78495
6
6
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
558
0.63495
7
7
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
571
0.76495
8
8
mmHgP
mmHgmmHgP
Abs
Abs
574
0.79495
9
9
Para calcular el volumen del gas de cada medida utilizaremos la siguiente ecuación:
hDV 2
4
Tenemos las nueve Alturas del Gas y conocemos el Diámetro interno del trubo. Entonces para los nueve casos
será:
32
1 1.2807.248.34
mmmmmmV
32
2 1.2972.268.34
mmmmmmV
32
3 9.2863.258.34
mmmmmmV
32
4 3.2818.248.34
mmmmmmV
32
5 7.2764.248.34
mmmmmmV
32
6 9.2775.248.34
mmmmmmV
32
7 7.2841.258.34
mmmmmmV
32
8 1.2884.258.34
mmmmmmV
32
9 3.2906.258.34
mmmmmmV
Como se puede ver, las unidades se encuentran en mm3, transformando a cm3, será:
3
3
3
3
1 280.010
11.280 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
2 297.010
11.297 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
3 287.010
19.286 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
4 281.010
13.281 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
5 277.010
17.276 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
6 278.010
19.277 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
7 285.010
17.284 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
8 288.010
11.288 cm
mm
cmmmV
3
3
3
3
9 290.010
13.290 cm
mm
cmmmV
Realice un gráfico Presión vs Volumen
Gráfico P vs V
540
545
550
555
560
565
570
575
580
0,275 0,28 0,285 0,29 0,295 0,3
V (ml)
P (
mm
Hg
)
Realice un gráfico P vs 1/V y calcule la pendiente que equivale a la constante de Boyle
Gráfico P vs 1/V
540
545
550
555
560
565
570
575
580
3,35 3,4 3,45 3,5 3,55 3,6 3,65
1/V(ml)
P (
mm
Hg
)
1/V(ml) P (mmHg)
3,367 546
3,448 574
3,472 571
3,484 568
3,509 558
3,559 577
3,571 576
3,597 573
3,61 577
Calcule la constante de Boyle de los datos de P y V y compare con el valor calculado gráficamente
kPV
VkP
V
kP
logloglog
Haciendo los siguientes cambios de variables:
Vx
b
ka
Py
log
1
log
log
Con la tabla 1, calculamos los valores necesarios para obtener a:
n V (s) P (m) x y yx x2 y
2
1 0.297 546 0.527 2.737 1.442 0.278 7.491
2 0.290 574 0.538 2.759 1.484 0.289 7.612
3 0.288 571 0.541 2.757 1.492 0.293 7.601
4 0.287 568 0.542 2.754 1.493 0.294 7.585
5 0.285 558 0.545 2.747 1.497 0.297 7.546
6 0.281 577 0.551 2.761 1.521 0.304 7.623
7 0.280 577 0.553 2.761 1.527 0.306 7.623
8 0.278 573 0.556 2.758 1.533 0.309 7.607
9 0.277 577 0.558 2.761 1.541 0.311 7.623
4.911 24.795 13.53 2.681 68.311
Para hallar a:
1.322
2
ii
iiiii
xxn
yxxyxa
Hallados los valores de a y b, sustituirlos en los cambios de variable:
ka log
93.1258
1010 1.3
k
k a
Ley de Charles
Presion del Gas (mmHg)
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Temperatura (ºC) 58 77 66 64 66 74 78 75 73
Volumen del gas (cm3) 9.1 9.6 9.5 9.4 9.3 9.5 9.4 9.6 9.5
Realice un gráfico Volumen vs Temperatura y calcule la pendiente que equivale a la constante de
Charles
Gráfico V vs T
9
9,1
9,2
9,3
9,4
9,5
9,6
9,7
0 20 40 60 80 100
T (ºC)
V (ml)
Calcule la constante de Charles de los datos de V y T y compare con el valor calculado gráficamente
Mediante la siguiente tabla, calculamos los valores necesarios para obtener a y b:
n T[ºC] V[ml]
1 58 9.1
2 77 9.6
3 66 9.5
4 64 9.4
5 66 9.3
6 74 9.5
7 78 9.4
8 75 9.6
9 73 9.5
Sustituyendo en la calculadora, en modo estadístico:
Para hallar a:
1865.822
2
ii
iiiii
xxn
yxxyxa
Para hallar b:
0178.022
ii
iiii
xxn
yxyxnb
Por lo tanto la ecuación de la recta ajustada será:
TV 0178.01865.8
La constante entonces será:
1865.8k
Ley de Gay-Lussac
Volumen del gas (cm3)
Presión atmosférica (mmHg) mmHgP 495
Registro de datos 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Temperatura (ºC) 58 77 66 64 66 74 78 75 73
Presión manométrica del gas (mmHg) 6.0 4.5 4.0 4.0 5.0 10.0 13.0 10.0 8.0
Presión Total (mmHg) 501 499.5 499 499 500 505 508 505 503
Realice un gráfico P vs Temperatura y calcule la pendiente que equivale a la constante de Gay-Lussac
Grafico P vs T
496
498
500
502
504
506
508
510
0 20 40 60 80 100
T (ºC)
P (mmHg)
Calcule la constante de Gay-Lussac de los datos de P y T y compare con el valor calculado gráficamente
Calculamos a y b de:
n T[ºC] P[ml]
1 58 501
2 77 499.5
3 66 499
4 64 499
5 66 500
6 74 505
7 78 508
8 75 505
9 73 503
Tras introducir los presentes datos en la calculadora y operando en modo estadístico:
Para hallar a:
5.48122
2
ii
iiiii
xxn
yxxyxa
Para hallar b:
3.022
ii
iiii
xxn
yxyxnb
Hallados los valores de a y b, sustituirlos en la siguiente ecuación lineal:
bTaP
Por lo tanto la ecuación de la recta ajustada será:
TP 3.05.481
Por lo tanto la constante será:
5.481k
Determinación de la constante “R”
Registro de datos 1 2 3
Masa de magnesio (g) 0.15 0.15 0.15
Volumen de hidrogeno (cm3) 45 53.5 53.1
Temperatura (ºC) 18 18 18
Presión manométrica (mmH2O) 62 25 40
Presión de vapor de agua (mmHg) (de tablas) 15.5 15.5 15.5
Presión atmosférica (mmHg) 495 495 495
Calculando la presión del hidrógeno seco:
OVaporHManAtmSecoH
OVaporHGasSecoTAbs
ManAtmAbs
PPPP
PPPP
PPP
22
2
Para los tres casos sería:
mmHgP SecoH 5.5415.156249512
mmHgP SecoH 5045.152549522
mmHgP SecoH 5.5195.154049532
Para cada experiencia, se calcula el valor experimental “R”:
Mediante la ecuación balanceada:
222 HMgClHClMg
Estequiométricamente obtenemos el número de moles de la siguiente manera:
2
32 10173.63.24
115.0 molesH
gMg
molHgMg
De la ecuación general de los gases tenemos que:
nT
PVR
nRTPV
Reemplazando los valores para los tres casos:
Kmol
lmmHgR
Kmol
lmmHgR
º565.13
º29110173.6
045.05.541
1
31
Kmol
lmmHgR
Kmol
lmmHgR
º010.15
º29110173.6
0535.0504
2
32
Kmol
lmmHgR
Kmol
lmmHgR
º356.15
º29110173.6
0531.05.519
3
33
Expresando el resultado con un intervalo de confianza del 95%:
Obtenemos el promedio y posteriormente aplicamos teoría de errores para obtener el valor experimental “R”
con un nivel de confianza del 95%.
Se compara con el valor bibliográfico y se calcula el error absoluto y relativo
2.0
360.2
R
E
E
Kmol
lmmHg
n
R
R
n
i
i
º644.141
Kmol
lmmHgR
ERR
Kmol
lmmHg
n
stE
Kmol
lmmHg
n
RR
s
R
RR
n
i
i
R
º360.2644.14
º360.2
3
95.0303.4
º95.0
1
2
1
Resultados obtenidos
Medidas de la presión
Ley de Boyle
1 2 3 4 5 6 7 8 9
Presión absoluta (mmHg) 577 546 568 577 577 573 558 571 574
Volumen del gas (cm3) 0.280 0.297 0.287 0.281 0.277 0.278 0.285 0.288 0.290
Constante de Boyle (calculada) 1258.93
Ley de Charles
Constante de Charles (calculada) 1865.8
Ley de Gay-Lussac
Constante de Gay-Lussac (calculada) 5.481
Determinación de “R”
1 2 3
Presión Hidrógeno Seco (mmHg) 541.5 504 519.5
Valor de R experimental Kmol
lmmHg
º 13.565 15.010 15.356
Error Absoluto 2.360
Error Relativo 0.2
Presión absoluta del gas (mmMercurio) 6.511
Presión absoluta del gas ( cmAgua) 9.692
Presión absoluta del gas (cmAceite) 6.968
Densidad del Aceite SAE 40 (g/cm3) 0.8
Gráficos
Balanza Eléctrica
Vernier
Soporte Universal
Vaso de Precipitados
Termómetro
Pinza porta bureta
Manómetros
Análisis de resultados (Comparación con los teóricos)
En los diferentes experimentos realizados las medidas tomadas estaban sujetas a errores de distinto tipo,
entre ellos podemos mencionar a los errores fortuitos que se deben a imperceptibles cambios de presión,
temperatura y dirección del viento, en nuestro caso al trabajar con gases podemos decir que hubo
variación en la temperatura y en la presión, sin embargo, al ser despreciables no se los tomo en cuenta
porque no afectaban significativamente en los resultados.
La medición de las presiones manométricas observamos que mientras más denso es el liquido
manométrico menor es la altura que este puede alcanzar, la altura que puede alcanzar el aceite era mayor a
la del agua y mucho mayor a la del mercurio, esto se debe a que la densidad del aceite es menor a la del
agua y a la del mercurio.
En el experimento de la Ley de Boyle comprobamos experimentalmente que el volumen es inversamente
proporcional a la presión, a mayor presión menor volumen. La constante de Boyle salio relativamente
grande esto debido a que las presiones totales eran grandes y los volúmenes pequeños, todo obtenido a
temperatura constante que es la temperatura de laboratorio.
El resultado de la constante R de lo gases ideales se puede explicar de varias maneras; el valor teórico de
R medido a nivel del mar es 62.4 mmHg·L / K·mol, esto se debe a la gran diferencia que existe entre las
condiciones a nivel del mar y las condiciones del laboratorio de química ubicado en la ciudad de La Paz a
3600metros sobre el nivel del mar
Los errores producidos en el transcurso de la práctica pudieron deberse mayormente a errores instrumentales
(por algún defecto en la calibración de algún instrumento), errores de lectura (error de cero o el error de
paralaje, que es más frecuente) y errores sistemáticos (donde la temperatura, y otros factores pudieron ser
predominantes para que existen errores en la práctica).
Conclusiones
Realizamos mediciones de presiones utilizando el manómetro en U, mediante el cual obteníamos la
presión manométrica en mm que dependía del liquido que estemos utilizando, que en nuestro caso fue
mercurio, agua y aceite, a esta presión manométrica le sumábamos la presión atmosférica para tener la
presión absoluta del gas.
Comprobamos en forma experimental el cumplimiento de las leyes empíricas de los gases y estudiamos el
comportamiento de los gases considerando un comportamiento ideal de los mismos, que en condiciones
de análisis más estricto no serian los mismos.
Calculamos experimentalmente el valor de la constante R, medida en el laboratorio de química de la
U.M.S.A., para ello hicimos reaccionar Magnesio con Cloruro de Hidrógeno, lo cual dio como resultado
una reacción exotérmica con desprendimiento de calor en forma de gas que se hizo burbujear sobre agua
dando como resultado vapor de agua saturado de Hidrógeno. Medimos directamente el volumen de gas y
la temperatura. Con dichos datos experimentales y sustituyéndolos en la ecuación de estado hallamos el
valor de R.
Se empleó un cálculo de errores y herramientas de estadística y regresión lineal en el desarrollo del presente
informe, en el laboratorio se tomaron una serie de medidas utilizando diferentes instrumentos. Debemos tomar
en cuenta que todas las medidas están sujetas a errores de diferentes tipos, estos pueden ser errores de lectura,
sistemáticos e instrumentales Para hallar el error absoluto, los ingenieros utilizan un 95% de probabilidad y
para nuestros objetivos utilizaremos el estadístico t de student ya que en esta practica el número de medidas es
menor que 30.
Recomendaciones
Para el cálculo de la constante experimental “R”, se ha de tener mucho cuidado con el manejo, en especial en
el momento de la reacción del voltámetro de Hoffman, que es muy delicado por el Platino que tiene, y que
además lo caracteriza.
También es importante, tomar en cuenta que para el sistema empleado para las leyes de Charles y Gay-Lussac,
se ha de emplear desde un principio el agua en estado de ebullición y no así como se empleó en esta práctica,
debido a que esto origina distintos errores como ya se pudieron observar.
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Anexos
