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Facultad de Química, UNAM Departamento de Fisicoquímica Laboratorio de Termodinámica PRÁCTICA 4: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES Prof. Elizabeth K. Galván Miranda Prof. Ximena Villegas Pañeda
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Facultad de Química, UNAM Departamento de Fisicoquímica Laboratorio de Termodinámica
PRÁCTICA 4: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE
UNIVERSAL DE LOS GASES
Prof. Elizabeth K. Galván Miranda Prof. Ximena Villegas Pañeda
ObjeMvo general
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
Determinar experimentalmente la constante universal de los gases, R, y el volumen molar del hidrógeno.
Gas • Estado de agregación de la materia en el que las
moléculas están muy separadas entre sí.
El estado gaseoso de una sustancia se puede definir al especificar: CanMdad de substancia (n)
Volumen (V) Presión (P)
Temperatura (T)
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• Las moléculas están en movimiento conMnuo y no son afectadas por interacciones intermoleculares.
Constante R
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• La constante de los gases R aparece en muchas ecuaciones fundamentales
PV = nRTGas ideal
Ered = Ered! !RTnFlnaredaox
Nernst
R = 8.3144621 JmolK
energía
temperatura y canMdad de sustancia
Constante de proporcionalidad que relaciona la temperatura con la energía considerando 1 mol
Leyes empíricas de los gases • R es una combinación de constantes de las leyes de
Boyle-‐Mario[e, Charles, Gay-‐Lussac y Avogadro
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
¿Qué quiere decir que sean “empíricas”?
Ley de Boyle-‐Mario[e
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• Para un gas en un recipiente cerrado, la presión es inversamente proporcional al volumen manteniendo la temperatura y canMdad de sustancia constantes
P! 1V
P = kV
PV = kecuación de estado
T y n constantes isoterma
Ley de Charles
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• El volumen de un gas aumenta de forma proporcional al aumentar la temperatura manteniendo la presión y canMdad de sustancia constantes
V !T V = kT
VT= k
ecuación de estado
P y n constantes isobara
Ley de Gay-‐Lussac
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• Al aumentar la temperatura, la presión de un gas aumenta de manera proporcional manteniendo el volumen y canMdad de sustancia constantes
P!T P = kT
PT= k
ecuación de estado
V y n constantes isocora
Ley de Avogadro
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
• El volumen de un gas es directamente proporcional a la canMdad de sustancia manteniendo la presión y temperatura constantes
V !n V = kn
Vn= k
ecuación de estado
P y T constantes
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
Superficie de todos los estados posibles (P,V,T)
para una canMdad fija de sustancia (n constante)
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
Boyle-‐Mario[e Charles Gay-‐Lussac Avogadro
Vn= kP
T= kV
T= kPV = k
T y n constantes
P y n constantes P y T constantes V y n constantes
Combinando estas ecuaciones:
PV = k ! nT
k = R R es una constante de proporcionalidad y vale lo mismo para todos los gases
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PV = nRT
Ecuación de los gases ideales
Es la ecuación de estado aproximada para todos los gases, cuando P 0 se hace más exacta
Un gas que obedece está ecuación en todas las condiciones, es un gas ideal
* Temperatura absoluta * Presión absoluta
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Hipótesis de Avogadro
Un mol de gas ocupa un volumen de 22.4 L a 1 atm de presión y 0 °C ¿Cuánto vale R?
R en diferentes unidades
Problema
• Manteniendo constantes n, P y T, obtener experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar a parMr de la reacción entre Mg y HCl para producir H2
Laboratorio de Termodinámica. PrácCca 4: Determinación de la constante universal de los gases
2 2Mg( ) 2HCl( ) MgCl ( ) H ( )s ac ac g+ → + ↑
DisposiMvo experimental
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2 2Mg( ) 2HCl( ) MgCl ( ) H ( )s ac ac g+ → + ↑
DisposiMvo experimental
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¡ojo! Ley de Dalton de las presiones parciales Ptot= P1+P2+…+Pn (T y V ctes)
• Determinar el valor de R
• Calcular el Vm del hidrógeno
Presión de vapor de agua
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t (ºC) P / (kPa) t (ºC) P / (kPa) 4 0.81359 18 2.0644 5 0.87260 19 2.1978 6 0.93537 20 2.3388 7 1.0021 21 2.4877 8 1.0730 22 2.6447 9 1.1482 23 2.8104 10 1.2281 24 2.9850 11 1.3129 25 3.1690 12 1.4027 26 3.3629 13 1.4979 27 3.5670 14 1.5988 28 3.7818 15 1.7056 29 4.0078 16 1.8185 30 4.2455 17 1.9380 31 4.4953
Resultados
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DATOS EXPERIMENTALES Temperatura ambiente (ºC)
Temperatura ambiente (K)
Presión atmosférica (hPa)
Presión atmosférica (atm)
Masa de Mg antes de la reacción (g)
Volumen inicial antes de la reacción (mL)
Volumen final después de la reacción (mL)
Volumen de gas desprendido (mL)
Volumen de gas desprendido (L)
Masa de Mg después de la reacción (g)
Masa de Mg que reaccionó (g)
CanMdad de sustancia de Mg que reaccionó (mol)
CanMdad de sustancia de H2 que se formó (mol)
Presión de vapor del agua a la T de trabajo (kPa)
Presión de vapor del agua a la T de trabajo (atm)
Presión parcial del H2 (atm)
Constante Universal R experimental (Latm/molK)
Volumen molar del H2 (L/mol)
