gases

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA




INFORME DE LABORATORIO DE QUÍMICA N° 04




Integrantes:
Código
Firma
Casazola Ninantay Ray Brian
20132650G
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García Núñez Maykol Jhonathan
20131275H
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Guardia Echenique Miguel Alexander
20131074B
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Profesora: Apolaya Arnao Mary Estela





Lima,miércoles 30 de octubre del 2013






Índice
Página

1. Objetivo……………………………………………………………………
2. Fundamento teórico..…………………………………………………….
3. Experimento 1: Comprobación de la Ley de Boyle y Mariotte
4. Experimento 2: Determinación del volumen molar estándar
(C.N) del hidrógeno……………………………………………………….
5. Experimento 3: Demostración de la ley de Graham de la
DifusiónGaseosa………………..………………………………………..
6. Cuestionario……………………………………………………………….
7. Observaciones…………………………………………………………….
8. Conclusiones………………………………………………………………

1. OBJETIVO

Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen.

Determinar el volumen molar de un gas

Ilustrar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustanciasgaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno.


2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

RELACION VOLUMEN PRESIÓN.
Las llantas de automóviles deben mantener el aire a una presión muy por encima de la presión atmosférica para que puedan resistir el peso del vehículo.
Cuando se pincha una llanta, se escapa el aire de dentro de la llanta hasta que la presión interna es igual a la atmosférica.

La relacióncuantitativa entre el volumen y la presión de una muestra gaseosa se resume en la ley de Boyle que dice: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA MUESTRA GASEOSA VARIA INVERSAMENTE CON LA PRESIÓN EJERCIDA SOBRE EL GAS”.

La ley se puede expresar así:



V Dp 1/P
V = k 1/P(PV)m.p = K
P1V1 = P2V2

(A temperatura constante)





RELACIÓN VOLUMEN TEMPERATURA

En 1787, J. Charles, realizó el primer estudio experimental de la variación isobárica (a presión constante) del volumen de un gas por efecto de la temperatura, el cualfue verificado por Gay-Lusaac en 1802. Experimentalmente, Charles y gay Lussac descubrieron que por cada incremento de 1°C en la temperatura, el volumen del gas se incrementaba en aproximadamente 1/273 de su valor a 0°C. Este valor es mas o menos constante para todos los gases. La ley de Charles se puede expresar por la siguiente ecuación:

Vt = V0 (1 + t/273)m.P

Donde:

Vt = volumen a latemperatura t.
V0 = volumen a 0°C
t = temperatura del gas en °C.

El subíndice (m, P) indica que la relación es válida a masa y presión constante



VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES

En 1811 Avogadro propuso lo siguiente: “En las mismas condiciones de presión y de temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas”. De este principio se deduce que 1mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el mismo volumen a 0°C y 1 atmósfera (condiciones normales). A este volumen se le denomina, volumen molar a condiciones normales.

Para todos los gases este valor es de 22.414 litros. Para calcular el volumen molar a otras condiciones de presión y temperatura, es necesario aplicar la ecuación:


P.V = R.T.n



DIFUSIÓN GASEOSA

Los gases adiferencia de los sólidos se difunden (dispersan, esparcen) con mucha rapidez. Mientras que los líquidos se difunden más lentamente que los gases, porque las moléculas están mucho más cerca entre sí y no pueden apartarse sin chocar.

El amoníaco NH3 y el cloruro de hidrógeno HCl, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por...