• Determinar la masa molar del Magnesio.
• Armar un dispositivo para la recolección de una sustancia gaseosa de acuerdo con un esquema dado.
• Calcular el error del resultado experimental obtenido de la masa molar del magnesio con relación al valor tabulado.
• Prever posibles causas de error en la determinación de la masa molar del magnesio.
INTRODUCCIÓN
Así podremos ver y saber lo que contiene para saber y conocer lo que tenemos en este proyecto.
JUSTIFICACION
Lo que ahora voy a describir es el motivo por el cual se hace esta investigación, uno de los motivos es que con este investigación podremos saber bien acerca de las leyes de los gases ya que solamente muchas veces solo los conocemos por el nombre y no sabemos para que nos puede servir y nos podría ayudar en la vida diaria, en la escuela(en trabajos, u investigaciones de estas y para conocimiento personal de los gases) otra también es que por de mas platicarlas con nuestros padres y compartir les lo que los gases hacen y para que nos podrían servir. También otra de las cosas es proporcionar en cada uno de ustedes compañeros el poder saber y conocer para que sea dicha investigación y proporción de documentación.
Otra de las causas más conocidas también acerca de los gases es el del calentamiento global: es un término utilizado habitualmente en dos sentidos:
1. El fenómeno de un aumento del promedio de la temperatura de la atmósfera terrestre y de los océanos tras el final de la Pequeña Edad de Hielo, que se habría acentuado extraordinariamente en las últimas décadas del siglo XX y la primera del XXI.
2. Una teoría que predice, a partir de proyecciones basadas en simulaciones computacionales, un crecimiento futuro de las temperaturas a nivel global.
Como se ve en la reacción, un mol de Magnesio desplaza un mol de hidrogeno. Gracias a nuestro dispositivo podemos extraer volumen de gas desprendido de hidrogeno y sabiendo que un mol de un las en CNTP ocupa 22,4 L podemos Calcular la cantidad de moles de hidrogeno y por lo tanto la cantidad de moles de magnesio.
Ley de los gases ideales
siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm·l·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal·K−1·mol−1
R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1
Para esto me gustaría ponerte solo 2 preguntas para probar haber si has aprendido algo acerca de las leyes de los gases 1.- ¿Contiene solo hidrogeno y vapor el agua?
2.- ¿contiene también aire?
LEY DE GASES IDEALES
La ecuación general de los gases ideales es:
PV= nRT
Donde:
P= Presión
V= Volumen
n= cantidad de sustancia (número de moles)
R= Constante universal de los gases
T= Temperatura
Mg (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2(g)
Se lee en la escala de la probeta que el magnesio desplazó 35mL de hidrógeno (H2). Calcular la masa en gramos correspondiente al volumen obtenido, si la temperatura es de 26 °C y la presión barométrica es de 601 mmHg. (Véase figura) para que podamos entender.
H2
HCl 10%
H2O de la llave Tira de magnesio
es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.
Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.
Voy a presentarles tres leyes distintas en sus autores:
Ley de Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de materia constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión:
Leyes de Charles y Gay-Lussac
En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.
Proceso isobaro (de Charles)
Proceso isocoro (de Gay Lussac
Ley de Avogadro
La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que:
Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos. Una forma alternativa de enunciar esta ley es: El volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo.Un mol de cualquier gas ideal a una temperatura de 0 °C (273,15 K) y una presión de 1013,25 hPa ocupa un volumen de 22,4140 litros.
La ecuación de estado para gases reales
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
Donde:
= Presión
= Volumen
= Moles de Gas.
= Constante universal de los gases ideales .
= Temperatura absoluta
La ecuación de estado para gases reales
Valores de R
Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:
Donde:
= Presión del gas ideal
= Volumen del gas ideal
= Moles de gas.
= Constante universal de los gases ideales
= Temperatura.
y son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.
Llegue a la conclusión de que las leyes de los gases son importantes, la idea que quiero presentar por el cual hice este proyecto es que todos las leyes son importantes ya que cada uno de los autores o descubridores de estas leyes como Charles y Gay-Lussac y como Boyle y así como cada uno de ellos fueron y son importantes para que ahora en la actualidad podamos darnos cuenta de que tratan esas leyes y así cada una de sus características y particularidades de cada una de ellas. Los resultados que puedo decir que tuve al estar haciendo este proyecto es el de que pude conocer mas sobre estas leyes y además conocí a algunos de los nombre de algunos investigadores de ni siquiera conocía, pero que ahora ya conozco y además espero que cada uno de ustedes haya tenido buenos que digo buenos excelentes resultados y conocimientos.
Espero que cada uno de los resultados resulte benéfico para cada uno de ustedes y para las demás personas.
RESUMEN:
Lo que en este proyecto se presento fue el de algunas leyes como de Charles y Gay-Lussac, Boyle-Mariotte, Avogadro son algunos de los que vimos y aprendimos algo como sus formulas y demás.
La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.
Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
P . V = n . R. T
OPINION:
Mi opinión es que es este proyecto lo que podemos aprender es que podemos ver cada una de las leyes que se nos presenta en la vida diaria, también conocer a personajes ilustres respecto a las leyes de los gases y acerca de los gases, en este proyecto puedo decir que se nos presentan cada uno de las cosas mas importantes acerca de las leyes de los gases ya que en las fuentes de información son muy extensas y con muchas cosas por ver y además esta sintetizado y con las leyes adecuadamente con su explicación.
REFRENCIAS BIBLIOGRAFICAS:
Schiavello, Mario; Vicente Ribas, Leonardo Palmesano (2003). Fundamentos de Química. Barcelona: Editorial Ariel, S.A... ISBN 978-84-344-8063-6.
Roger, Abraham; Antaine Decampar, Alexander Plan (1987). Modelos de predicción molecular para ingenieros.
· www.wikipedia.com.mx
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