OBJETIVOS: Estudiar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican el comportamiento de los gases ideales. Demostrar las leyes generales de los gases ideales.Estudiar y comprobar las propiedades de difusin de los gases de acuerdo a la ley de Graham. Aprendizaje de las leyes de los gases. Aprendizaje de la hiptesis de Avogadro. Utilizacin de las ecuaciones que cumplen los gases ideales.eso tambin richard, ah tienes objetivosFUNDAMENTO TERICO1. Propiedades generales de los gases Pequea densidad debida a que en virtud de la ausencia de cohesin entre sus molculas estas se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca masa en la unidad de volumen. Son perfectamente homogneos e istropos, es decir, tienen las mismas propiedades en todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus molculas en todas las direcciones. Tienden a ocupar el mximo volumen (expansibilidad) adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Son muy compresibles debido a la ausencia de fuerzas de repulsin entre sus molculas. Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando estn en el mismo recipiente. Pequea viscosidad aunque no nula ya que las acciones mutuas entre molculas no son totalmente despreciables2. Variables de Estado de los gases2.1. PRESIN:Es la fuerza ejercida por unidad de rea. En los gases esta fuerza acta en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente.P =F A =Pascal

Presin (fuerza perpendicular a la superficie)(rea donde se distribuye la fuerza )=N/m2

P =F A

Presin ( dinas )( cm2 ) =dinas / cm2

Otras unidades usadas para la presin: gramos fuerza / cm2, libras / pulgadas2.La presin atmosfrica es la fuerza ejercida por la atmsfera sobre los cuerpos que estn en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras ms alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de l, por consiguiente la presin sobre l ser menor.

Presin atmosfrica =76 cm Hg= 760 mm Hg= 1 atmsfera.

2.2. TEMPERATURAEs una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energa que podemos medir en unidades de caloras. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno fro, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo fro.La temperatura de un gas es proporcional a la energa cintica media de las molculas del gas. A mayor energa cintica mayor temperatura y viceversa.La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.K = C + 2732.3. CANTIDADLa cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad tambin se expresa mediante el nmero de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. 2.4. VOLUMEN Es el espacio ocupado por un cuerpo. Unidades de volumen: m3=1000 litro=1000 centmetros cbicos (c.c) 1c.c=1 mililitro

3. Leyes generales de los gases ideales Se han desarrollado leyes empricas que relacionan las variables P (presin), V (volumen) y T (temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio. Estas variables no son independientes entre s, sino que cada una de ellas es siempre funcin de las otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las dos condiciones siguientes: Que el volumen de sus partculas sea nulo.1. Que no existan fuerzas atractivas entre ellas.3.1. Ley de Boyle-Mariotte.La ley de Boyle-Mariotte tiene el siguiente enunciado:Para una cierta cantidad de gas a una temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presin de dicho gas.3.2. Ley de Charles-Gay Lussac.Esta ley manifiesta que:Para una cierta cantidad de gas a una presin constante, el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura de dicho gas.Para una cierta cantidad de gas a un volumen constante, la presin del gas es directamente proporcional a su temperatura.3.3. Ley de AvogadroAvogadro publico una hiptesis en la que estableci lo siguiente:En las mismas condiciones de presin y temperatura volmenes iguales de gases distintos contienen el mismo nmero de molculas, es decir, a presin y temperatura constante el volumen de un gas es directamente proporcional al nmero de moles que presenta dicho gas.Para poder comparar el volumen de los gases y aplicar el principio de Avogadro se relacionaran los puntos de referencia de temperatura y presin a los que se denominaran condiciones normales o estndar (T = 273K y P = 1 atm).Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales es igual a 22'4 l. al que se denomina volumen molar de un gas. Como un mol de cualquier sustancia contiene 6'023 * 10-23 molculas, estas ocuparan un volumen de 22'4 l.Volumen Molar:Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 x 1023 partculas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA molculas. De aqu resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupar siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presin y temperatura).Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presin = 1 atmsfera, Temperatura = 273,15 K = 0 C) 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 molculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeo) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. As los volmenes molares de algunos gases son: Monxido de carbono (CO) = 22,4 L. Dixido de azufre (SO2) = 21,9 L. Dixido de carbono (CO2) = 22,3 L. Amoniaco (NH3) = 22,1 L. En el caso de sustancias en estado slido o lquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo: Para el nitrgeno lquido (210 C) el volumen molar es de 34,6 cm3. Para el agua lquida (4 C) el volumen molar es de 34,6 cm3. El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de sta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cbico por mol:m3 mol-14. Combinacin de las leyes de los gases4.1. La Ecuacin de ClapeyronVimos a travs de las tres leyes anteriores como un gas ideal se comporta cuando mantenemos una variable constante y variamos las otras dos. La ecuacin de Clapeyron puede ser entendida como una sntesis de esas tres leyes, relacionando presin, temperatura y volumenEn una transformacin isotrmica, presin y volumen son inversamente proporcionales y en una transformacin isomtrica, presin y temperatura son directamente proporcionales.De estas observaciones podemos concluir que la presin es directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen.Es importante tambin destacar que el nmero de molculas infuye en la presin ejercida por el gas, o sea, la presin tambin depende directamente de la masa del gas.Considerando estos resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estableci una relacin entre las variables de estado con la siguiente expresin matemtica.

Donde n es el nmero de moles y R es la constante universal de los gases perfectos. Esta constante puede asumir los siguientes valores:

4.2. La ecuacin general para los gases idealesConsideremos una determinada cantidad de gas ideal confinado en un recipiente donde se puede variar la presin, el volumen y la temperatura, pero manteniendo la masa constante, o sea, sin alterar el nmero de moles.A partir de la ecuacin de Clapeyron, podemos establecer la siguiente relacin:

Como fue descrito, el nmero de moles n y R son constantes. Se concluye entonces:

Esto es, si variamos la presin, el volumen y la temperatura del gas con masa constante, la relacin recin expresada, dar el mismo resultado. Para entender mejor lo que esto significa, observe la figura a continuacin:

Tenemos el gas ideal en tres estados diferentes, pero si establecemos la relacin de presin, volumen y temperatura, descritos en la primera ecuacin, se llega a los siguientes resultados.

Observamos que las tres ecuaciones dan el mismo resultado, lo cual significa que ellas son iguales. Entonces podemos obtener la siguiente ecuacin final:

5. Teora Cintico Molecular de los gases ideales5.1. PostuladosLa teora cintica de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto:1. Las sustancias estn constituidas por molculas pequesimas ubicadas a gran distancia entre s; su volumen se considera despreciable en comparacin con los espacios vacos que hay entre ellas.2. Las molculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atraccin intermolecular alguna.3. Las molculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre s y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presin del gas.4. Los choques de las molculas son elsticos, no hay prdida ni ganancia de energa cintica, aunque puede existir transferencia de energa entre las molculas que chocan.5. La energa cintica media de las molculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.5.2. DifusinDifusin gaseosa, la mezcla gradual de molculas de un gas con las molculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinticas, constituye una demostracin directa del movimiento aleatorio. a pesar del hecho que las velocidades moleculares son muy grandes, el proceso de difusin en s mismo requiere un periodo relativamente largo de tiempo para completarse.En 1832 el qumico escocs Thomas Graham encontr que en las mismas condiciones de temperatura y presin, las velocidades de difusin de las sustancias gaseosas son inversamente proporcionales a la raz cuadrada de sus masas molares. Este enunciado se conoce ahora como la Ley de difusin de Graham, se expresa matemticamente como

5.3. EfusinLa efusin es el proceso por el cual un gas bajo presin escapa de un recipiente al exterior a travs de una pequea abertura. Se ha demostrado que la velocidad de efusin es directamente proporcional a la velocidad media de las molculas.

Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases efundan en las mismas condiciones de presin y temperatura, demostrndose que dichos tiempos son inversamente proporcionales a sus velocidades. As, cuanto ms pesada es la molcula ms tardar en efundir.6. Gases no idealesLas condiciones o postulados en que se basa la teora cintica de los gases no se pueden cumplir y la situacin en que ms se aproximan a ellas es cuando la presin y la temperatura son bajas; cuando stas son altas el comportamiento del gas se aleja de tales postulados, especialmente en lo relacionado a que no hay interaccin entre las molculas de tipo gravitacional, elctrica o electromagntica y a que el volumen ocupado por las molculas es despreciable comparado con el volumen total ocupado por el gas; en este caso no se habla de gases ideales sino de gases reales.Como el gas real no se ajusta a la teora cintica de los gases tampoco se ajusta a la ecuacin de estado y se hace necesario establecer una ecuacin de estado para gases reales. 6.1. La Ecuacin de Van Der Walls

Desviacin del comportamiento de un gas

EXPERIMENTO 1: DETERMINACIN DEL VOLUMEN MOLAR ESTNDAR DEL HIDRGENO (condiciones normales) DIAGRAMA DE PROCESO:LLENAR EL RECIPIENTE TUBULAR CON AGUADE CAO HASTA EL BORDECOLOCAR EL RECIPIENTE DENTRO DE UN VASO DE PRECIPITADOFIJAR EL RECIPIENTE TUBULAR CON UNA PINZA A UN SOPORTE DE PIEMEDIR CON UNA PROBETA DE 6ml. DE HCl. (3M) Y COLOCAR DENTRO DE LA BURETA COLOCAR LA CINTA DE MAGNESIO DOBLADA EN FORM DE U EN LA BOCA DE LA BURETA

ENRASE EL VOLUMEN DE LA BURETA CON LA PICETA DE AGUA COMPLETAR EL CONTENIDO DE LA BURETA CON AGUA DE CAO HASTA QUE FALTE DOS DEDOS DEL BORDE COLOCAR UN TROZO DE PAPEL EN LA BOCA DE LA BURETA E INVERTIRLA INTRODUCINDOLA DENTRO DEL RECIPIENTE TUBULAR ANOTE SUS OBSERVACIONES

DATOS EXPERIMENTALES:

MATERIALES: 1 bureta 1 recipiente tubular de 4x25 cm. 1 vaso de 600 ml 1 probeta de 25 ml

REACTIVOS: 1 cinta de Magnesio HCI (3M)

CONDICIONES AMBIENTALES: Presin baromtrica del laboratorio: Temperatura del laboratorio: 27C Presin de vapor de agua a temp. del laboratorio: 26.7 mmHg.

OBSERVACIONES EXPERIMENTALES: Medimos el volumen muerto :V.M.= 3.8 ml.

Longitud de la cinta de magnesio: 2.2 cm. Al invertir la bureta despus de cierto tiempo se desprende burbujas hacia la parte superior. La cinta de magnesio se disuelve a gran velocidad. Capacidad de la bureta: 36.8ml.

REACCIONES, CLCULOS Y RESULTADOS:

La reaccin del experimento sera inica:

Mg(s) + 2HCI(ac) Mg2+ (ac) + 2Cl-(ac) + H2(g) Clculo del peso de la cinta de magnesio:100 cm. De Mg. 1. 8632g2.2 cm. De Mg. X

X= 0.041g. Ahora hallamos el nmero de moles de cada reactante:

Mg: n= W/ Mn= 0.041 / 24 n= 0.0017 mol

HCl: n= Cm x Vn= 3M X 0.006l.n= 0.018 mol

Hallamos el reactivo limitante:

Mg(s) + 2HCI(ac) Mg2+ (ac) + 2Cl-(ac) + H2(g) n: 0.0017 0.018 c.e: 1 2 0.0017 0.009 Reactivo limitante es: magnesio (Mg.) Entonces se produce 0.0017 mol de H2 (g) Necesitamos el volumen para comparar con el volumen terico para compara con el volumen obtenido experimentalmente. Para eso hallamos la presin del H2 (g): LEY DE DALTON:P(baromtrica del laboratorio) = P H2 (g) + P vapor de agua 765.48 mmHg = PH2(g) + 26.7 mmHgPH2(g) = 738.78 mmHg Ahora hallamos el volumen de hidrgeno producido: ECUACIN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES:PV = nRT0.97atm. V =0.0017x 0.082atm.l/k x 300kV = 0.0431LV= 43.1 ml.

Clculo del volumen del hidrgeno des prendido:Vol. H2 (hmedo): 36.8 ml. + 3.8ml. = 40.6 ml.* Este volumen es el mismo ocupado por el gas seco

ANLISIS DE RESULTADOS Y DE OBSERVACIONES:

El volumen muerto es el volumen no graduado de la bureta. Las burbujas que se desprenden alrededor de la cinta de magnesio son el hidrgeno que se libera en la reaccin del HCl con el magnesio.

CONCLUSIONES:

La ley de Avogadro es la ecuacin que se aplica a los gases ideales mediante la cual se puede hallar el volumen molar, esto y sumado al rendimiento y eficiencia de la reaccin forman un porcentaje de error entre el volumen obtenido tericamente y el volumen experimental. Las condiciones necesarias para que un gas tenga comportamiento ideal son: altas presiones y bajas temperaturas. El hidrgeno puede ser considerado como un gas perfecto porque presenta comportamiento ideal a condiciones ambientales debido al pequeo tamao de sus molculas, por ello es que la desviacin de los resultados no se vuelve tan considerable.

EXPERIMENTO N2: DEMOSTRACIN DE LA LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA

DIAGRAMA DE PROCESOS:

ARMAR EL EQUIPO MOSTRADO EN LA FIGURA:COLOCAR ALGODON A LOS TAPONES CON 4 GOTAS DE HCl A UNA Y NH4OH A OTRACOLOCAR RAPIDAMENTE Y AL MISMO TIEMPO LOS TAPONES EN CADA EXTREMO ESPERAR REACCION Y MEDIR DISTANCIAS AL FINAL LAVAR TODO CON ABUNDANTE AGUA

DATOS EXPERIMENTALES: MATERIALES Y REACTIVOS:

1 tubo de vidrio pirex de aproximadamente 30 cm de longitud y 10 mm de dimetro interno 2 tapones de jebe con cavidades Trozos de algodn Regla de 50 cm Acido clorhdrico (HCl) concentrado Hidrxido de amonio (NH4OH)concentrado

DISTANCIAS RECORRIDAS POR LOS GASES:

Longitud del tubo = 32 cm NH3 = 13 cm HCl = 19 cm

REACCIONES CLCULOS Y RESULTADOS:

HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)

*Ley de Graham: para el HCl(g) y NH3(g) (tericamente)

Pero tambin podemos deducir lo siguiente para reemplazar nuestros datos experimentales:

Reemplazando nuestros datos tenemos:

OBSERVACIONES:

Los gases se difunden a travs del tubo lentamente Se nota la formacin de una nubosidad blanquecina en forma de aro en el interior del tubo

ANLISIS DE RESULTADOS Y DE OBSERVACIONES:

El margen de error que obtuvimos fue mnimo debido al cuidado que tuvimos al realizar el experimento y as comprobar la Ley de Graham. La formacin de la nubosidad no es nada ms la formacin de NH4Cl(s) una vez que reaccionan los otros gases. Como los gases se difunden en tiempos iguales esto permite relacionar las distancias y as llegar a obtener el resultado deseado. El experimento demostr que el HCl tiene mayor velocidad de difusin ya que fue el de mayor espacio en difundirse.

CONCLUSIONES:

La ley de Graham la utilizamos con gases a la misma presin y temperatura La ley de Graham es muy til porque ayuda a determinar relacionar distancias para obtener diversos resultados (masas moleculares, densidades, otros)

EXPERIMENTO 3:

DIAGRAMA DE PROCESOS:DECIENDA LA AMPOLLA HASTA QUE LA DIFERENCIA DE NIVELES SEA DE 20cm. Y REPETIR EL PROCESO 5 VECES HACIA ARRIBA Y 5 VECES HACIA ABAJO ARMAR EL EQUIPO QUE SE MUESTRA EN LA FIGURA DEJAR UN VOLUMEN DE AIRE MENOR QUE LA GRADUACION QUE PRESENTA EL TUBO NEUMOMETRICO CERRAR EL TUBO NEUMOMETRICO, EVITANDO ASI LA SALIDA DE AIRE.SUBA Y BAJE LA AMPOLLA DE NIVEL PARA EXPULSAR LAS BURBUJAS DE AIRE SE COLOCA LA AMPOLLA DE NIVEL A UNA ALTURA CONVENIENTE PARA QUE EL AGUA QUE CONTIENE ENRASE CON EL AGUA DEL TUBOLEVANTE LA AMPOLLA HASTA QUE LA DIFERENCIA DE NIVELES SEA DE 20cm Y SE REGISTRE OTRA VEZ EL VOLUMEN OCUPADO

DATOS EXPERIMENTALES: MATERIALES Y REACTIVOS:

1 tubo neumomtrico 1 ampolla de nivel 1 termmetro de -10 a 110 C 1 regla de 50cm 1 soporte con pinzas tipo nueces.

VOLMENES: Volumen base: 14.9ml Volumen muerto: 8.56ml Volumen que ocupa el gas = volumen medido +8.56ml PVH2O a 27 C = 26.7mmHg

TABLA DE DESNIVELES:

SUPERIORMENTEDESNIVEL TOMADOINFERIORMENTE

14.4ml20cm15.2ml

14.1ml40cm15.7ml

13.6ml60cm16.2ml

13.2ml80cm16.7ml

13.8ml100cm17.2ml

REACCIONES CLCULOS Y RESULTADOS:

NM

En el nivel normal, la presion de la ampolla es igual a la presion del tubo e igual a la presin atmosfrica.Ptubo = PatmEn el ascenso de la ampolla:A(+20cm)Pgas hum = Patm + PliqPgas + PVH2O = Patm + Pliq

Pgas = 760mmHg + liq . g h 26,7mmHgLa Pliq esta en Pa y debemos convertir a mmHg empleando la sguiente relacin760mmHg _________________101300PaX _________________PliqAdems 1ml equivale a 1.25cm

Pgas = 733,3mmHg + 1 . 9,8 . 0,19375PaPgas = 733,3mmHg + 0.014mmHgPgas = 733,314 mmHg

En los dems desniveles realizamos las mismas operaciones y obtenemos:A(+40cm)Pgas = 733,329 mmHg

A(+60cm)Pgas = 733,343 mmHg

A(+80cm)Pgas = 733,357 mmHg

A(+100cm)Pgas = 733,372mmHgEn el descenso de la ampolla:A(-20cm)Pgas hum = Patm - PliqPgas + PVH2O = Patm - Pliq

Pgas = 760mmHg - liq . g h 26,7mmHgPgas = 733,3mmHg 0,014Pgas = 733,286 mmHg

A(-40cm)Pgas = 733,271 mmHg

A(-60cm)Pgas = 733.257 mmHg

A(-80cm)Pgas = 733,243 mmHg

A(-100cm)Pgas = 733,229 mmHg OBSERVACIONES:

Notamos que a medida que vamos subiendo la ampolla de nivel, el nivel del agua del tubo aumenta tambin. Notamos que a medida que vamos bajando la ampolla de nivel, el nivel del agua del tubo disminuye tambin. ANALISIS DE RESULTADOS Y DE OBSERVACIONES:

A medida que el nivel de agua que hay en el tubo va ascendiendo, el volumen de gas contenido en el se va reduciendo. A medida que el nivel de agua que hay en el tubo va descendiendo, el volumen de gas contenido en el va aumentando. El producto del volumen por la presin en los 10 casos son aproximadamente iguales.

CONCLUSIONES:

Como el producto del volumen por la presion en los diez casos son casi iguales, el error es minimo. Esto demuestra que la ley de Boyle (A TEMPERATURA CONSTANTE LA RELACION DE LA PRESION CON EL VOLUMEN SON INVERSAMENTE PROPORCIONALES) solo cumple para gases ideales, mientras que para los gases reales hay una pequeisima diferencia si trabajamos con volmenes pequeos, en estos casos, se trabaja con la ecuacin de Van der Waals:

( P + a2 ) ( V - b) = RT La ley de Boyle se aproxima a la realidad en ciertos casos particulares y que, de manera general, solo nos brinda una manera cualitativa de establecer que el producto P.V se mantiene constante en los sistemas isotrmicos.

CUESTIONARIO

1. En el Exp. N1, determinar el nmero de moles de cido usando para un determinado peso conocido de Mg.

HCl: n= Cm x Vn= 3M X 0.006l.n= 0.018 mol

2. Cul es el volumen del hidrogeno obtenido en el Exp. N1 medidos a C.N.?

Datos:- V H2 ( 1) : V= 43.1 ml.

Por la ecuacin general de los gases:

P1V1= P2V2T1 T20.97 x 43.1 = 1 x V2300 273V2 = 38.04 ml.

3. Calcular el N de moles de H2 del Exp. N 1:

Hallamos los moles de los reactantes:

Mg: n= W/ Mn= 0.041 / 24 n= 0.0017 mol HCl: n= Cm x Vn= 3M X 0.006l.n= 0.018 mol

Hallamos el reactivo limitante:Mg(s) + 2HCI(ac) Mg2+ (ac) + 2Cl-(ac) + H2(g) n: 0.0017 0.018 c.e: 1 2 0.0017 0.009

Reactivo limitante es: magnesio (Mg.)

Entonces se produce 0.0017 mol de H2 (g)

4. Calcular el peso atmico de Mg. Usando los datos obtenidos en el Exp. N1.

Segn la reaccin:Mg(s) + 2HCI(ac) Mg2+ (ac) + 2Cl-(ac) + H2(g)

Observamos que se produce una mol de magnesio por cada H2

- Entonces se producen 0.0017 mol de magnesio

n = masa / M = 0.041/ 0.0017 = 24.117 = 24 aprox.

5. Cul es % de error cometido para determinar el peso atmico?

El % de error cometido sera: 24.117 24 x 100% = 0.4875% 24

6. Qu nos indica la formacin de cloruro de amonio NH4Cl en el experimento N2?

El aro blanquecino formado unos minutos despus de la difusin de los gases indica que en ese punto se han encontrado el HCl(g) y NH3(g) ocurriendo all una reaccin qumica que da como producto en NH4Cl(s) nos sirve como referencia para poder tomar las distancias que han abarcado los gases simultneamente.

7. Por qu se deben colocar en forma simultnea los tapones humedecidos de HCl y NH3 acuoso?

Ya que para poder relacionar las velocidades de difusin gaseosa de la ley de Graham con los recorridos de cada gas, los tiempos deben ser iguales y esto se logra al hacer que comiencen a difundirse en un mismo instante.

8. Calclese el promedio de los productos P.V en el Exp. N3. Grafique P vs V y P.V vs P en papel milimetrado.

P0.V0 = 733,3 . (8,56 + 14.9) = 17203,218 En el ascensoA(+20cm): P1.V1 = 16836,889A(+40cm): P2.V2 = 16617,552A(+60cm): P3.V3 = 16250,880A(+80cm) : P4.V4 = 15957,848A(+100cm) : P5.V5 = 15664,826

En el descensoA(-20cm): P6.V6 = 17422,875A(-40cm): P7.V7 = 17789,154A(-60cm): P8.V8 = 18155,443A(-80cm) : P9.V9 = 18521,718A(-100cm) : P10.V10 = 18887,979

P1.V1 + P2.V2 + P3.V3 + P4.V4 + P5.V5 + P6.V6 + P7.V7 + P8.V8 + P9.V9 + P10.V10

10

Promedio = 17210,516

Pero si:

P1.V1 + P2.V2 + P3.V3 + P4.V4 + P5.V5 + P6.V6 + P7.V7 + P8.V8 + P9.V9 + P10.V10 + P0.V0 11

Promedio = 17209,853EL GRAFICO ESTA ADJUNTADO AL FINAL

10. Qu significado tiene una desviacin positiva y negativa en el comportamiento de los gases?

En un grafico P.V vs P la linea debe ser recta y horizontal para los gases tanto ideales como reales. Pero se demuestra experimentalmente que cuando trabajamos con un gas real esta linea muestra un variacin que aumenta a presiones mayores y a temperaturas ms baja:Desviacin positiva.- cuando la lnea de P.V se encuentra por encima de la lnea que tendria si estuviramos trabajando con el gas ideal.Desviacin negativa.- cuando la lnea de P.V se encuentra por debajo de la lnea que tendria si estuviramos trabajando con el gas ideal.

11. Explique estas desviaciones positivas y negativas empleando la ecuacin de Van der Waals.

Estas desviaciones se deben principalmente a dos factores: el volumen y la presinComo ya sabemos en un gas ideal, las molculas en el interior de un recipiente tienen masa puntual, pero carecen de volumen, o mejor dicho el volumen se desprecia.Tambin en un gas ideal, las molculas en el interior de un recipiente ejercen fuerzas intermoleculares unas sobre otras, o si se ejercen, se desprecia.Van der Waals intento incorporar estas fuerzas intermoleculares y los volmenes moleculares finitos en una ecuacin de estado para gases reales. Comprobo que el volumen finito de las molculas reduce el espacio disponible para poder moverse, concluyendo que el volumen en un gas real es mayor que el volumen de un gas ideal y la diferencia de volmenes es un b por cada mol.

En el caso de la presin, cuando la molcula est a punto de chocar contra la pared del recipiente, las otras molculas ejercen una fuerza que tiende a evitar tal cosa, resultando que la presin real es menor que la ideal, y su diferencia entre las presiones es la fuerza total hacia adentro indicada por a(n/V)2.Con estos nuevo datos la ecuacin de los gases ideales se transforma en la ecuacin de Van der Waals( ecuacin de los gases reales ).

( P + a2 ) ( V - b) = RT

12. Cul es la importancia terico de la temperatura -273 C?

Que a esta temperatura conocida como el cero absoluto las molculas de un gas dejan de ejercer presin, movimiento molecular ye idealmente desaparecen lo cual se cumple solo para gases ideales, pero la gran parte de los gases reales no se acerca a este comportamiento pues a temperaturas bajas tienden a condensarse y solidificarse.

13. A qu se denomina volumen muerto? Al realizar algunos experimentos los materiales empleados no son del todo exactos puesto que en ellos la graduacin empleada no siempre comienzan de los cantos del recipiente creando en ellos un volumen que no es medido a eso se denomina volumen muerto, en el caso nuestro la bureta no tenia graduacin el los extremos para ello tuvimos que realizar diferentes tcnicas para hallar dicho volumen y reducir as el margen de error.BIBLIOGRAFA Quimica la ciencia central Brown Lemay Bursten / 7ma Edicion pag. 3 49 a 350. http://es.wikipedia.org/wiki/Gas

Qumica General: R. Chang K. Whitten. L. Pauling

http://www.monografias.com/trabajos7/laba/laba.shtml

Quimica General Petrucci Harwood / 8va edicion 177.179.191.

Burns. Fundamentos de Qumica. Prentice Hall. 1996.