INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA. UNIDAD ZACATENCO DPTO. INGENIERÍA EN CONTROL Y AUTOMATIZACION LABORATORIO DE QUIMICA APLICADA PRÁCTICA N°3: EQUIPO N°3 Martínez Delgado Christian Iván Donato Regalado Carlos Alberto Jiménez Díaz Antonio Amauri Díaz Osorio Erik Iván PROFESORA: ARCELIA SAHAGÚN VICTORINO FECHA: 05 de junio de 2015 1 ....................................... 10 CONCLUSIONES:..................................................... 5 ECUACION DE BERTHELOT............... 3 Concepto de gas real y gas ideal.........................................................3 Ley de Boyle............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................. 11 2 .................... 8 OBSERVACIONES:... 3 Ley de Charles – Gay-Lussac...........................................INDICE OBJETIVO..................................................................................... 7 PROCEDIMIENTO................................................................................................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN TEÓRICA.......................................................................4 Ley combinada de los gases..................................................................... 10 BIBLIOGRAFIA:.............. 7 CUESTIONARIO................................................................................................................. 6 MATERIAL Y SUSTANCIAS.................................. 3 Estado Gaseoso................................................................................................................................ Resulta claro que un gas ideal es hipotético. el volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante variaba inversamente a la presión ejercida sobre él. Si se expresa matemáticamente. Concepto de gas real y gas ideal. temperatura y presión gaseosa. la atracción intermolecular es Ínfima bajo cualquier condición. condiciones bajo las cuales el espacio "libre" dentro del gas es grande y pequeña la fuerza de atracción entre las moléculas. establece que a temperatura constante V al / P. Ley de Boyle En 1662. ambos factores son apreciables y la magnitud de ellos depende de la naturaleza. pero ambos son modelos límites ideales y.OBJETIVO. la materia puede estar en un estado o en otro diferente: se ha hablado durante la historia. además. de un gas ideal o de un sólido cristalino perfecto. ya que cualquier gas debe contener moléculas que ocupan un volumen definido y ejercen atracciones entre sí. INTRODUCCIÓN TEÓRICA. Veremos después que estas últimas condiciones se obtendrán a presiones bajas y a temperaturas relativamente elevadas. con frecuencia la influencia de estos factores es insignificante y el gas puede considerarse ideal. Dependiendo de sus contenidos de energía o de las fuerzas que actúan. Estado Gaseoso. las leyes de Boyle. A esta importante generalización se le conoce como ley de Boyle. Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. mientras que los reales las cumplen sólo a bajas presiones. Su principal composición son moléculas no unidas. O que: 3 . haciendo que no tengan volumen y forma definida. En los gases ideales. provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene. con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Robert Boyle señaló que el volumen de un gas a temperatura constante disminuía cuando se aumentaba la presión a que estaba sometido y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental. y esto es válido para todas las presiones y temperaturas. no tienen existencia real. Sin embargo. El gas ideal obedece ciertas leyes que se describirán a continuación. Para los gases reales. por tanto. Charles – Gay Lussac y la ley Combinada del estado gaseoso. El alumno demostraré con los datos obtenidos en el laboratorio. el volumen ocupado por las propias moléculas es insignificante en comparación con el volumen total. expandidas y con poca fuerza de atracción. 4 . el peso del gas. encontró que todos los gases aumentaban igual volumen por cada grado de elevación de temperatura. La ecuación anterior conduce a la siguiente: PV = K1. es un factor de proporcionalidad cuyo valor depende de la temperatura. P V. mientras que K. Ley de Charles – Gay-Lussac Charles en 1787 observó que el hidrógeno. En función de ella la ecuación nos dice que el volumen de una cantidad definida de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta. en 1802. o con mayor precisión.Dónde V es el volumen y P la presión del gas. y a las situadas más arriba corresponden valores mayores de temperatura.15. dióxido de carbono y oxígeno se expandían en igual proporción al calentarlos desde 0'0 a 80°C. si en cierto estado la presión y el volumen del gas son Pl y Vl. mientras que en otro son P2 y se cumple a temperatura constante: La figura 1-1 nos muestra la representación gráfica de la ecuación (1) que es la de una familia de hipérbolas donde cada una corresponde a un valor diferente de K y como para cada peso de gas dado Kl es función únicamente de la temperatura. y las unidades en que se exprese. lh73. cada curva es una línea isoterma. entonces podremos escribir de acuerdo con Gay-Lussac: Esta nueva escala de temperatura. de Kelvin o absoluta. manteniendo la presión constante. fue Gay-Lussac el primero que. y que el incremento era aproximadamente lh73 el volumen del gas a OOC. Gráfica isotérmica P-V de acuerdo con la ley de Boyle (para 1 mol de gas). Si designamos por Vo el volumen del gas a O'°C y por V su volumen a tOC. aire. de Ia cual se deduce que. es de importancia fundamental en toda la ciencia. su naturaleza. Sin embargo. es decir: 5 . PV = KT La ecuación es conocida como la ley combinada de-los gases. es decir. el volumen y la temperatura de cualquier gas tan pronto como sea evaluada la constante K. Gráfica isobárica V-T acorde a la ley de Charles (1 mol de gas). Ley combinada de los gases Las dos leyes discutidas dan separadamente la variación del volumen de un gas con la presión y temperatura. Es fácil demostrar que las leyes de Boyle y Charles son simplemente casos especiales de la ecuación. VCl y TI Y supongamos que se desea obtener el volumen del gas V2 a P2 y T2 Primero comprimimos (o expandimos) el gas desde Pl a P'2 a temperatura constante TI'. aquella ecuación se hace 6 . De nuevo. que nos da la relación entre 'la presión. En consecuencia. El volumen resultante V" será entonces de acuerdo a la ley de Boyle. la naturaleza del gas y las unidades de V. obtendremos una serie de líneas rectas para cada presión constante y cada una de ellas es una isobara verificándose que su pendiente es tanto mayor cuanto menor es la presión. K2 tendrá diferentes valores a distintas presiones.V = K2T donde K. Si queremos obtener el cambio simultáneo. la relación PV/T para cualquier estado gaseoso es una constante. podemos descartar los subÍndices escribir !Jara cualquier gas que obedece las leyes de Boyle y Charles. como para una cantidad dada de gas. procederemos así: consideremos una cantidad de gas a Pl.2 es un factor de proporcionalidad determinado por la presión. La conclusión anterior-y la ecuación son expresiones de la Ley de Charles o de Gay-Lussac. cuando P es constante. La ecuación tiene la siguiente forma: P = presión del gas v = volumen del gas por mol T = temperatura del gas R (cte.ECUACION DE BERTHELOT La ecuación de estado de Berthelot es ligeramente más compleja que la ecuación de Van der Waals. Esta ecuación incluye un término de atracción intermolecular que depende tanto de la temperatura como del volumen.082 lt*atm/molᵒK 7 . por lo que no es aconsejable utilizar cerca del punto crítico.375.) = 0.28. La ecuación tiene la siguiente forma: Teniendo en cuenta el peso: PM=(WRT )/PV [1+9PTc/128PcT (1-6Tc²/T²) ] Teniendo en cuenta la densidad: PM=(δRT )/PV [1+9PTc/128PcT (1-6Tc²/T²) ] Esta ecuación al igual que la de Van der Waals predice un valor para Zc igual a 0. el cual se acerca bastante al valor promedio experimental de Zc para la gran mayoría de los gases no polares. Esta ecuación incluye un término de atracción intermolecular que depende tanto de la temperatura como del volumen. δ= densidad R= constante = 0. lo cual conduce a la densidad de vapor del compuesto: δ = W/V Haciendo uso de la ecuación general de los gases.082/mol*K Método de Víctor Meyer Este método consiste en volatilizar una muestra dada del compuesto problema y medir el volumen de aire por el desplazado a presión y temperatura ambientales. tenemos: PM=δRT/P Donde: PM= Peso molecular. Para esta ecuación el factor de compresibilidad crítico tiene un valor de 0. presionando para evitar fugas.. 4. 3.MATERIAL Y SUSTANCIAS MATERIAL 1 matraz balón de fondo plano de 500cc con tapón de hule bihoradado. PROCEDIMIENTO 1. 1 Codo de vidrio de 90°. ponga el nivel del agua contenida en las pipetas de manera que el punto C indique cero.Introduzca la microbotella abierta que contiene la muestra (de una o dos gotas. Tetracloruro de Carbono (CCl4). introduzca un pedazo de algodón en el fondo del tubo A para evitar que se rompa al dejar caer la microbotella que contiene la muestra. 8 . previamente pesadas) en el tubo A y conecte el codo B inmediatamente. 2 Pipetas graduadas de 0 a 10cc.anote el volumen máximo desplazado en la pipeta C.Calentar a ebullición el agua contenida en el matraz (el nivel tocara ligeramente el tubo A) cuyo tapón deberá tener una salida para el vapor... Esto se puede lograr subiendo o bajando una u otra pipeta. 1 Microbotella. REACTIVOS Cloroformo (CHCl3). 1 Tubo de vidrio de 20 a 35 cm de longitud. 1 Mechero. 1 Pinza doble para bureta. Procure hacer la operación lo más rápido posible. anillo y tela c/asbesto.Monte el aparato como se indica en la figura 1. 1 Termómetro.. Estando en ebullición. 2. 1 Balanza digital Tubería de hule Algodón. esto será cuando todo el liquido en la microbotella haya pasado al estado gaseoso. cerrado en un extremo. Quite la manguera que une a B con C y tome la temperatura del espacio libre en la pipeta C.. 9 .5. [ 9PTc 6 T 2c wRT PM = 1+ 1− 2 PV 128 P c T T ( )] 10 . calcule el peso molecular de la sustancia problema: PV=(m/Pm)RT P=585mmHg-Pvapor de agua.8 2.5cm3) Pm=1025. Anote sus resultados experimentales obtenidos: M muestra g T °C V desplazado cm3 CCl4 CHCl3 0. Pm=(0.53 g/mol 4.5cm3) Pm=1022.1 29° 2.1g)x(62358 mmHg cm3/mol °K)x(302°K)/(558-30.CUESTIONARIO 1.8 mmHg)x(3. A partir de los pesos atómicos determinar el peso molecular de la sustancia problema.5 0.1 30° 3. Calcule el peso molecular con la ecuación de Berthelot.1 mmHg)x(3.1g)x(62358 mmHg cm3/mol °K)x(303°K)/(558-31. Pm=mRT/PV Pm=(0.9257 g/mol 3. Considerando comportamiento ideal. 3 ° K )2 1− ¿ (558−31. hizo una corrección a la presión.8 mm Hg)9( 536.8 mmHg)(303 ° K) g PM =1159. 6. ¿Por qué se hace esta corrección? Porque estamos usando de referencia la presión atmosférica de la ciudad de México. En su cálculo. Entre el peso molecular obtenido considerando comportamiento ideal y con la ecuación de Berthelot.89 g mol 298° K ¿ ¿ (¿ 2¿¿) 6(536.07 ¿ mol PM =1254.006 g mol 5.4 mmHg)(302° K ) g PM =1274.89 ¿ mol PM =1114. porque es una ecuación más exacta que la ecuación de los gases ideales. ¿Cuál fue el más próximo al calculado por los pesos atómicos? La ecuación de Berthelot.8 mm Hg)9( 532.300 ° K ¿ ¿ (¿ 2¿¿) 6(532.6 ° K )2 1− ¿ (558−31.6° K ) 1+ ¿ 128(30004.3° K ) 1+ ¿ 128( 40880. 11 . ( PVPM RT ) w= g 154 (558.5 cm ) ( mol ) = =0.009 cm 3 w CHC l 3 3 3 (302 ° K )(62358. Para demostrarlo calculamos el volumen que realmente deberíamos tener para obtener el valor real. Superados estos el siguiente inconveniente fue que el frasco que contenía el compuesto después de haber realizado el experimento con la primera sustancia este se pegaba en las paredes y en lo que lográbamos depositar el frasco en el fondo este se evaporaba en su mayoría.2 mm Hg)(3.015 cm 3 w CC l 4 3 3 (303° K )(62358.8 cm ) ( mol ) = =0.OBSERVACIONES: Al realizar la práctica nos topamos con un par de inconvenientes el principal problema fue que en esta los factores para fallar eran muy altos empezando por la falta de precisión de la báscula ya que el aumento de una gota era mucho en sustancia pero incalculable si se usaba lo adecuado posteriormente el otro problema fue la volatilidad de los compuestos ya que estos se evaporan a temperatura habiente.5 (558.2 mm Hg)(2.97436 mmHg∗cm ) mol∗° K CONCLUSIONES: Conclusión de Jiménez Díaz Antonio Amauri: A partir de la realización de la práctica comprobamos que los cálculos pueden variar por muchos factores del ambiente pero después de todo la práctica ayudo a 12 .97436 mmHg∗cm ) mol∗° K g 119. McGraw-Hill. Como ya se sabe.692 páginas. por un erróneo peso de la muestra que fue corregido y hecho correctamente después. se manifiesta la presión de la Ciudad de México (585 mmHg. 13 . en la realización de los experimentos paso a paso observamos al volumen del gas en la jeringa de acuerdo a la temperatura que le poníamos y la presión. está ecuación es ligeramente más compleja que la ecuación de Van der Waals. conlleva a que al experimentar. que estas iban variando de acuerdo a la práctica. 1986 . Petrucci. Con eso mismo. Al final comprendemos que las ecuaciones nos ayudan para tener un resultado más preciso pero aún así teórico.) Este peso molecular calculado. Durante la práctica.comprobar las leyes de los gases y a reforzar lo aprendido en clase. Química general . se obtuvo con resultados más precisos y satisfactorios utilizando la ecuación de Berthelot. de Charles y las leyes combinadas son ciertas. Así mismo se pudo comprobar que las leyes de los gases como son la ley de Boyle. Ralph H. Conclusión de Donato Regalado Carlos Alberto: en la medición del peso molecular de un gas se debe utilizar la expresión conocida como la ecuación general del estado gaseoso y la ecuación de Berthelot y para la obtención de datos se requirió ayuda de procesos físicos y químicos como el nivel de el liquido en movimiento por la presión.1001 páginas. Williams College.Wilmington : Addison-Wesley Iberoamericana. 10ma edición. se pudo concluir que para determinar el peso molecular es de suma importancia implementar la ecuación general de los gases así como la ecuación de Berthelot. se presentaron distintos factores (como el peso de la muestra) que ocasionan resultados diferentes en varias ocasiones. 2002 . Si bien. Conclusión de Díaz Osorio Erik Iván: En la práctica realizada comprobamos las características de los gases como son la temperatura. también me pareció una práctica un tanto compleja ya que había que calcular todo muy rápido y dependíamos mucho de que se hiciera de manera rápida pro esa parte no me gusto ya que las posibilidades de fallar son muchas. Esta ecuación incluye un término de atracción intermolecular que depende tanto de la temperatura como del volumen. Conclusión de Martínez Delgado Christian Iván: En esta práctica. al realizar la experimentación. La experimentación mostro afectaciones (en algunas ocasiones) principalmente en el volumen desplazado. la presión y el volumen. BIBLIOGRAFIA: Raymond Chang.