Objetivos propuestos.

El objetivo propuesto para este laboratorio es obtener el volumen molar de un gas en condiciones del laboratorio para luego poder determinar el volumen molar en CNPT, conociendo las leyes de los gases luego de realizadas las tres experiencias propuestas para la casa.

Parte 1

El sistema material se basa en una botella sometida a cambios de temperatura, con aire en su interior, a presion constante y volumen variable.

Experiencia 1: Se observa que luego de permanecer por 10 minutos la botella en el freezer, esta se comprimio, cediendo en sus paredes laterales. Esto se debe a que el aire en su interior se enfrio y se redujo su volumen.
Experiencia 2: Al retirar la botella del freezer, esta recupero, luego de un tiempo, la temperatura ambiente y provoco que el aire en su interior se temple, aumentando asi su volumen notando que la botella se “endurece”.

En estas dos experiencias se corrobora la ley de Charles – GayLussac que establece que a presion constante, la relacion entre el volumen y la temperatura es directamente proporcional.

En esta experiencia, el sistema material consta de una botella, con agua en su interior y un tubo de ensayo, que se colocara dentro de la botella de la manera que conserve aire en su interior. En este caso, la presion va a ser variable,la temperatura constante y volumen variable.

Experiencia 3: Al ingresar el tubo de ensallo en la botella, el mismo quedo flotando en la superficie, debido a que contenia aire en su interior. Al presionar lateralmente la botella, el tubo de ensayo con el aire en su interior descendio hasta el fondo de la botella. Esto demuestra la Ley de Boyle que establece que la relacion entre la presion y el volumen es inversamente proporcional manteniendo la temperatura constante.

Conclusiones Cualitativas

Variable
independiente
Variable
dependiente
Constante
Observaciones
Leyes
Experiencia N 1
Temperatura
Volumen
Presion-masa
T V
Ley de Charles
Experiencia N 2
Temperatura
Volumen
Presion-masa
T V
Ley de Charles
Experiencia N 3
Presion
Volumen
Temperatura-masa
P V
P V
Ley de Boyle


En el cuadro se detallan las variables y las constantes, las observaciones y la ley de cada experiencia.








Determinacion del volumen molar del Dioxido de Carbono

Ecuacion Quimica de la reaccion:

CaCO3 (s) + 2 Hcl (acu) CaCl2 + CO2 + H2O
Carbonato Acido Clorhidrico Cloruro Dioxido de Agua
de calcio de Calcio Carbono


ReactivosProductos











En la ampolla de decantacion, se encontraba el acido Clorhidrido que por medio del robinete caia gradualmente al tubo de ensallo, que contenia el Carbonato de calcio y se producia la reaccion de la cual se desprendian los gases que a traves de la salida lateral del tubo de ensayo y la mangera se dirigian hacia la bureta invertida en donde quedaban atrapados por el agua presente en la bureta y en el balde.

Condiciones de laboratorio:
Presion: 0,943 Atm
Temperatura: 20 grados centigrados

Para calcular el volumen de la buretra que contendra el gas, primero fue necesario medir el volumen muerto de la misma: para ello, se lleno con agua la buretra hasta la primer marca de graduacion y se peso' . Los datos fueron

Peso del agua: 5,513 g. - Densidad del agua a 20GC: 0,9982g/ml



Determinado el volumen uerto y realizada la reaccion, se dejo el gas en reposo por unos minutos se midio la altura de la columna de agua desde la superficie del agua que quedo sin despazar :32,75 cm y tambien el volumen del gas: 28,72 ml.

Para calcular la presion del gas, utilizando la ley de las presiones parciales, medimos todas las presiones presentes que influian en la presion total para luego deducir la presion del gas.

Ptotal = Patm - Pcolumna – Pvapor – Pgas

Pgas = Patm – Pcolumna – PvaporPcolumna = densidad H2O . gravedad x altura = (998,2 kgm3) x (9,8 mseg2) x (0,3275 m) =
= 3203,7229 Pa = 0,031 atm.

Patm = 0.943 atm
Pvapor = 0,023 atm (a 20 GC)

Luego,

Pgas = (0,943 atm) – (0,031 atm) – (0,023 atm) = 0,889 atm.

La tempertatura del gas va a ser la misma que la del ambiente al momento de medirla: 20 GC.

La diferencia entre el gas y el gas seco radica en que al gas seco se lo separa del vapor de agua que se va a mezclar con el en el extremo de la bureta. Este vapor de agua proviene del agua que contiene la bureta.

El numero de moles se determina a partir de la ecucacion general de los gases ideales





Volumen molar en condiciones de laboratorio = 27,9L

En condiciones normales de presion y temperatura:



El volumen molar en condiciones normales de presion y temperatura es 22,976L

El volumen molar de cualquier gas, en condiciones normales de presion y temperatura, es de 22,4L.

Porcentaje de error



El error es del 6%


Conclusiones.

Ley de Gay-Lussac.

La Ley de Charles y Gay-Lussac, tambien 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 gasaumenta 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 de Charles es una de las mas 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

Ademas puede expresarse como



Ley de Boyle.

La Ley de Boyle-Mariotte (oLey 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:
dondees 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, debera cumplirse la relación


Ley de presiones parciales.

La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton) fueformulada en el año 1803 por el físico, químico y matematico britanico John Dalton. Establece que la de presión na mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.

Se puede hacer una definición mas formal de la teoría mediante la aplicación de matematicas, la presión de una mezcla de gases puede expresarse como una suma de presiones mediante
o igual

Donde representan la presión parcial de cada componente en la mezcla. Se asume que los gases no tienen reacciones químicas entre ellos, el caso mas ideal es con gases nobles.


Volumen molar de un gas.

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022·1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene 6,022·1023 moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupara siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).
Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera,Temperatura = 273,15 K = 0 ºC)es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.
Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.
En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia.

Diferencias entre los gases ideales y los gases reales.
La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable 'z' ya que esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma:pV=znRT.
Para un gas ideal la variable 'z' siempre vale uno, en cambio para un gas real, 'z' tiene que valer diferente que uno.
La ecuación de van der Waals se diferencia de las de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica la presión.
Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.







Bibliografia.

Guia de la catedra.
Apuntes del laboratorio.
Raymond Chang,septima edicion.
Www.wikipedia.com