Reporte N° 02 ccuno livisi luis jenner PDF

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REPORTE N° 02LEYES DE LOS GASESExperimento N° 01: Comprobación de la Ley de Boyle ( Relaciónpresión- volumen a temperatura constante).Gas ideal Volumen(ml) Presión(mmHg) 1/Presión(mmHg)-1 K(ml) (mmHg)22,4 1187,5 1/1187,5 26600, 22,6 1176,99 1/1176,99 26599, 19,1 1392,67 1/1392,67 26599, 13,9 1913,67...

Description

REPORTE

N° 02

LEYES DE LOS GASES

Experimento N° 01: Comprobación de la Ley de Boyle ( Relación presión- volumen a temperatura constante).

Gas ideal Volumen(ml)

Presión(mmHg)

1/Presión(mmHg)-1

K(ml) (mmHg)

22,4

1187,5

1/1187,5

26600,000

22,6

1176,99

1/1176,99

26599,974

19,1

1392,67

1/1392,67

26599,974

13,9

1913,67

1/1913,67

26600,013

11,3

2353,98

1/2353,98

26599,974

9,9

2686,87

1/2686,87

26600,012

28,3

939,93

1/939,93

26600,021

Construya un gráfico presión vs volumen

Interpretación: En la gráfica podemos observar una relación inversa entre la presión y el volumen, cumpliendo de esta manera la ley de Boyle, también podemos observar que la constante mantiene una variación mínima pero que no afecta en demasía en los cálculos obtenidos. Experimento N° 02: Comprobación de la Ley de Charles (Relación volumentemperatura a presión constante).

Gas ideal Temperatura

222.15

Volumen

19.35

K

0.0872

238.15

20.76

0.0872

247.15

21.55

0.0872

263.15

22.94

0.0872

275.15

23.99

0.0872

284.15

24.77

0.0872

298.15

26

0.0872

313.15

27.3

0.0872

327.15

28.52

0.0872

336.15

29.31

0.0872

344.15

30.01

0.0872

365.15

31.84

0.0872

Construya un gráfico volumen vs temperatura

Interpretación: A presión constante, el volumen de una masa dada varia directamente proporcional con la temperatura absoluta. Como vemos en la experimentación la influencia de la temperatura es crucial para poder establecer el comportamiento del gas. Experimento N° 03: Ley de la difusión de los gases

Gas

Hidrógeno

Volumen (mL)

Tiempo (s)

25

1.3

50

2.6

75

3.8

100

5.1

Oxígeno

Xenón

Kriptón

Gas X

Gas Y

Gas Z

25

5.2

50

10.2

75

15.2

100

20.2

25

10.6

50

20.7

75

30.8

100

41.0

25

8.5

50

16.6

75

24.6

100

32.7

25

6.1

50

12

75

17.9

100

23.7

25

4.2

50

8.2

75

12.1

100

16.1

25

10.2

50

19.9

75

29.6

100

39.3

Hallar el peso molecular de los gases desconocidos aplicando la ley de difusión de gases Gas

Peso molecular

Gas X

37.54

Gas Y

25.85

Gas Z

62.78

Interpretación: Mientras mayor sea el volumen del gas, mayor será el tiempo que transcurre. Como vemos en la gráfica, notamos que la relación entre volumen y tiempo resulta en una función lineal, en cada uno de los gases; y la tangente de estas líneas, nos da como resultado la velocidad de los gases.

Experimento N° 04: Comprobación de la Ley de los gases ideales Temperatura: 18°C

Peso magnesio: 0,1532 g Volumen:experimental: 201 mL Presión de vapor de agua; 15,5 mmH Cálculos: Cambiar 15,5 mmH a Atm 1 mmH -------------0.0013 Atm 15.5 mmH -------------x Atm x = 0.0204 Atm Número de moles de hidrógeno: (Estequiometría de reacción) 2HCl + Mg → MgCl2 + H2 2 moles de HCl + 1 mol de Mg → 1 mol de MgCl2 + 1 mol de H2 24.3 g de Mg → 1 mol de H2 0.1532 g de Mg → X mol de H2 X = 0.0063 moles de H2

PV=nRT 0.0204 * V = 0.0064 * 0.082 * (18+273) V = 0.0064 * 0.082 * 291 0.0204 V = 0.205 L

Error |Volumen teórico - volumen experimental| * 100% = Volumen teórico |205 ml - 201 ml| * 100% = 1.95 % 205 ml

Interpretación:

Aquí podemos apreciar que el valor teórico del volumen y el valor experimental no son exactamente iguales, ya que no se consideran ciertas variables en un experimento teórico como en un experimento real. Estos distan el uno del otro en un 1.95 %.

CUESTIONARIO 1. Escribir en palabras y en ecuaciones, las leyes y principios asociados a los nombres de cada uno de los siguientes científicos: Boyle, Gay Lussac, Charles, Dalton y Graham. Ley de Boyle: Esta ley señala que el volumen de un gas a temperatura constante disminuye cuando aumenta la presión a la que está sometido y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental, el volumen de un gas a temperatura constante varía inversamente proporcional a la presión ejercida sobre él. V=K P P1V1 = K1 = P2V2

Ley de Gay Lussac: Esta ley señala que dos gases del mismo volumen, poseen una misma constante resultante a división entre la presión sobre la temperatura. P1 =P2 T1 T2 Ley de Charles: Esta ley señala que dos gases a una misma presión, poseen una misma constante resultante a la división entre el volumen y la temperatura de dicho gas. V1 =V2 T1 T2

Ley de Dalton: La presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de presiones parciales de las presiones parciales de los gases que la componen. Ptotal = P1 + P2 + … +Pn

Ley de Graham: Esta ley establece que, a una temperatura y presión constante; la división entre ambos volúmenes, es proporcional a la masa molecular al cuadrado a la inversa. V1 = √M2 V2 √M1

2. Defina presión absoluta, relativa y total Presión absoluta: Es la presión de un sistema en relación con la presión de un vacío absoluto. A menudo se expresa como la suma de las presión de la atmósfera y la presión manométrica de un fluido. Presión relativa: Valor de sobrepresión que existe sobre el valor de la presión atmosférica. Corresponde a la diferencia entre la presión absoluta y presión atmosférica. Presión total: La presión total es la presión debida al grado de compresión del aire a su movimiento.

3. Establecer la diferencia entre un gas ideal y un gas real y ¿en qué condiciones un gas real se comportará como ideal? El gas ideal se le considera como un gas perfecto en el que cumple la ley de los gases ideales(P.V=rTn) A diferencia del gas real que no cumple las condiciones de un gas ideal ni tampoco con la ecuación de los gases ideales. Las condiciones para que sea un gas real, son que su temperatura esté por encima de los 0oC y con una presión por debajo de 10 atm.

4. Explicar cómo se comprueba mediante el diagrama P -V que un gas tiene conducta ideal

Para la conducta de un gas ideal podemos ver las isotermas muy pronunciadas y mas perfectas conforme la presión aumenta y el volumen disminuye o viceversa, ientras menos sean las medidas la isoterma será menos precisa, para los gases ideales esta isoterma no tiene una forma lineal, esto nos indica su proporción inversa.

5. Cierta mezcla gaseosa se encuentra a 3450 kPa de presión y se compone de 20 g de O2 y 30 g de CO2 Calcule la presión parcial del CO2

■

Pparcial=(n/n total)Ptotal

■

Pparcial del CO2=(moles del CO2/moles total)Ptotal

■

Moles del CO2

12 g/mol [C] + 2 x 16 g/mol [O2] = 44 g/mol 30 g de CO2 x.1mol/ 44g=0,68 moles ■

Moles del O2

2 x 16 g/mol [O2] = 32 g/mol 20 g de O2 x.1mol/ 32g=0,63 moles

Moles total 0,68+0,63=1,31 moles ■

Pparcial del CO2=(moles del CO2/moles total)Ptotal

■

Pparcial del CO2=(0,68moles/ 1,31moles) 3450 kPa

■

Pparcial del CO2=1790,8 KPa

6. Cierta mezcla de He y Ne en un matraz de 356 cm3 pesa 0,1480 g y se encuentra a 20°C y 748 torr. Calcule la masa y la fracción molar de He.

n=

P.V =nRT

n=

𝑃𝑉 𝑅𝑇

(748𝑥0.365) 0.082𝑥293𝑥760

n=0.0149moles

0.298= 5m1He + m2Ne 0.148= m1He + m2Ne m1He =0.0375 m2Ne = 0.1105 fracción molar =0.629 7. El tiempo requerido para que un volumen determinado de gas N2 se difunda por un orificio es 75s. Calcule el peso molecular de otro gas que requiere 50 s para difundirse por el orificio bajo condiciones idénticas 𝑉2 𝑉1 75 50

=

𝑇1 𝑇2

𝑀1 𝑀2

= 𝑀1 𝑀2

(1. 5)

2

=

𝑀1 𝑀2

28

= 𝑀2

M2 =12.4g/mol 8. Calcular las velocidades relativas de efusión del CH4 y He por el mismo agujero a la misma temperatura si la presión del gas metano es cuatro veces mayor que la del gas helio. 5P.V =nRT

5 =n1 → CH4

P.V =nRT

1 =n2 → He

𝑉1 𝑉2

(𝑉1) 𝑉2

=

=

𝑀2 𝑀1

𝑉1 𝑉2

=

4 5(16)

=

1 20

(1) 4.47

BIBLIOGRAFIA 1.- Química. Raymond Chang. Ed. Mc Graw Hill. 11a edición. México (2013). 2.- Química General. Kenneth W. Whitten. Ed. Cengage Learning. 8a edición. México (2008). 3.- Química. Jerome L. Rosenberg, Lawrence M. Epstein y Peter J. Krieger. Ed. Mc Graw Hill. 9a edición. México (2009)....