Lab 4 Kimica

8/3/2019 Lab 4 Kimica

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UNIVERSIDAD NACIONAL UNIVERSIDAD NACIONAL DE

INGENIERIA

FACULTAD DE ING.FACULTAD DE ING. MECANICA

GASES

CURSO : LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

TRABAJO :INFORME # 4

PROFESOR : ING. APOLAYA MARY ESTELA

ALUMNO : TIPACTI QUIJANO GUILLERMO ARTURO

Código : 20117507B



UniversidadNacional de Ingeniería

GASES

Laboratorio de Química General

ÍNDICE

- Principios teóricos pág. 3

- Consideraciones teóricas pág. 4

- Reactivo limitante pág. 5

- Procedimiento Experimental pág. 7

- Conclusiones pág.15

- Recomendaciones pág.16

- Bibliografía pág.17

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

- Estequiometria en el término que se emplea para describir los cálculos que

comprenden relaciones de peso entre los átomos de un compuesto y entre

moléculas y átomos en una reacción química. Así la estequiometria se puede

utilizar para describir los cálculos de pesos atómicos y moleculares,

determinación de las fórmulas empíricas de compuestos y las relaciones de

pesos entre reactivos y productos en una reacción química

- Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las

propiedades de los reactantes, las cuales s pueden visualizar mediantes

algunos de los siguientes hechos:

• Formación de precipitados

• Desprendimiento de un gas

• Liberación o absorción de energía

• Cambio de color, etc.

- Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas:

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• Las que ocurren sin cambio en el numero de oxidación

• Las que involucran transferencia de electrones (redox).

OBJETIVOS:

• Estudiar algunas propiedades y leyes fundamentales que explican elcomportamiento de los gases ideales.

• Demostrar experimentalmente la Ley de Boyle–Mariotte la cual esuna propiedad fundamental de los gases.

• Establecer la definición y la comparativa entre gases ideales y gasesreales.

• Determinar el volumen molar del hidrógeno en condiciones delaboratorio para luego calcular su volumen en condiciones estándar.

• Estudiar y comprobar la propiedad de difusión de los gases deacuerdo a la ley de Graham.

FUNDAMENTO TEÓRICO

El estado gaseoso es un estado de la materia que se caracteriza por sugran entropía ,esto quiere decir que el grado de desorden molecular es alto es así quelas moléculasgaseosas se encuentran separadas a grandes distancias comparado con su

volumen .Además podemos mencionar también que los compuestos iónicos noexisten comogases esto debido a que las fuerzas electrostáticas que unen susátomos son muyfuertes , y para romper estos enlaces se necesita mucha energía .Podemosconcluir de loanterior que en condiciones normales los compuestos iónicos existen mascomo sólidosque como gases .Los compuestos moleculares tienen un comportamiento mas variado ,

tenemos gasescomo : H

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2, ,O2,O3, F2,CL2, entre otros

Una característica principal de un gas es la presión que ejerce sobre lassuperficies quetiene contacto , dado que las moléculas gaseosas están en constantemovimiento , unejemplo de presión de un gas es la presión atmosférica , todos losseres vivos lasoportan , el instrumento de medida de esta presión es le barómetro . Elbarómetro massencillo es aquel que se construye llenando una columna de mercurioen un tubo devidrio, con uno de sus extremos abierto y luego invirtiéndolo en unrecipiente quecontiene mercurio , tratando de no dejar ingresar aire en el tubo , parte delmercurio de ltubo saldrá de él , y dejara un vacío en la parte superior , mientrasque el peso de laEste archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras 3

Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale

elformato, ya que todos planchan lo mismo

Pcolumna de mercurio restante estará soportando le presión atmosférica queactúa sobreal superficie del recipiente .La presión atmosférica estándar ,es de 1 atmósfera (atm)1 atm =760mmHg1mmHg=1torr A continuación estudiaremos las leyes que gobiernan a los gases , estas no

son mas que

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consecuencia de estudios de las propiedades físicas de los gasesrealizadas enlaboratorio .

1. LEY DE BOYLE: LA RELACIÓN ENTRE EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN:La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidaddadade un gas a temperatura constante fue descubierta en 1662 por Robert Boyle,quiénresumió los resultados de experimentos efectuados con diversas muestras

degases:”A temperatura constante, el volumen V que ocupa una masa definida degases inversamente proporcional a la presión aplicada P”.En un experimento característico, se coloca una muestra de un gas en un tuboconforma de U y se permite que quede a temperatura constante. Acontinuación, seregistra su volumen, y la diferencia de altura entre las dos columnas demercurio. Ladiferencia de altura más la presión atmosférica representa la presión delgas.Haciendo lo mismo con diferentes volúmenes, obtenemos diversos valoresde supresión. Al graficar el volumen del gas contra su presión a temperaturaconstante, lacurva que se obtiene es la rama de una hipérbole. A presiones ytemperaturasnormales, la mayoría de los gases obedecen la ley de Boyle bastante bien.Esto dellama comportamiento ideal.

En la siguiente tabla mencionaremos las relaciones presión-volumen obtenidaspor BoyleP(mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250V 1.50 1.33 1.22 1.16 0.94 0.61 0.51PV 1.09X1031.16X1031.16X103

1.16X103

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1.2X1031.2X10

31.1 X10

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Graficas que muestran la variacion de volumen de una muestra gaseosacon lapresion ejercida sobre el gas a temperatura constante:

LEY DE BOYLE: LA RELACIÓN ENTRE EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN:La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidad dadade un gas a temperatura constante fue descubierta en 1662 por Robert Boyle, quiénresumió los resultados de experimentos efectuados con diversas muestras degases:”A temperatura constante, el volumen V que ocupa una masa definida de gases inversamente proporcional a la presión aplicada P”.En un experimento característico, se coloca una muestra de un gas en un tubo conforma de U y se permite que quede a temperatura constante. A continuación, seregistra su volumen, y la diferencia de altura entre las dos columnas de mercurio. Ladiferencia de altura más la presión atmosférica representa la presión del gas.Haciendo lo mismo con diferentes volúmenes, obtenemos diversos valores de su

presión. Al graficar el volumen del gas contra su presión a temperatura constante, lacurva que se obtiene es la rama de una hipérbole. A presiones y temperaturasnormales, la mayoría de los gases obedecen la ley de Boyle bastante bien. Esto dellama comportamiento ideal.En la siguiente tabla mencionaremos las relaciones presión-volumen obtenidas por BoyleP(mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250V 1.50 1.33 1.22 1.16 0.94 0.61 0.51PV 1.09X10

31.16X1031.16X10

31.16X10

31.2X10

31.2X10

3

1.1 X103

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Graficas que muestran la variacion de volumen de una muestra gaseosa con la presion ejercida sobre el gas a temperatura constante:

Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras 4

Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale elformato, ya que todos planchan lo mismo

V 1/V0,6 atm

0,3 atm

p

1. LEY DE CHARLES: RELACIÓN ETRE EL VOLUMEN Y LATEMPERATURA :En 1800, dos científicos franceses, Jaques Charles y Joseph Gay Lussac , pionerosen la tripulación de globos de gas de esa época, comenzaron a estudiar la expansiónde los gases al aumentar la temperatura. Sus investigaciones indicaron que lavelocidad de expansión al elevarse la temperatura era constante e igual para todos

los gases estudiados siempre y cuando la presión se mantuviera constante. Lasimplicaciones de su descubrimiento no se reconocieron a fondo hasta cerca de unsiglo después. Entonces, los científicos emplearon este comportamiento de los gasescomo fundamento de una nueva escala de temperaturas, denominada escalas detemperaturas absolutas.-Escala de temperatura absoluta: Hasta ese momento la ley de Charles se podíaescribir así: V= V0(1+ xt), donde v es el volumen de una cantidad fija de un gas, v0es el volumen que ocupa a 0 grados celsius y x es una constante de valor aproximado de 1/273. Entonces, para el cociente entre el volumen de un gas a 2temperaturas diferentes t1 y t2 obtenemos: V1/V2 = (273 + t1)/(273 + t2), de dondesería muy conveniente definir una nueva escala de temperatura:

T = 273 + t. La temperatura T se llama temperatura absoluta o temperatura enla

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escala Kelvin. Entonces la ley de Charles sería enunciada así: ”A presión constante,el volumen que ocupa una masa dada de gas es directamente proporcional a sutemper atura absoluta”.grafica de el volumen de un gas vs. Su temperatura , en el grafico de laderecha laTemperatura se expresa en grados kelvin (K), mientras que en el de laizquierda se

2 4Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras 5

Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbialeelformato, ya que todos planchan lo mismoT(0C)V-273,150CVT(K)P1P2P3

P4expresa en grados centígrados (0C), debemos aclarar que cada linearepresenta unapresión diferente:

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2. LEY DE AVOGADRO:En 1811, Amadeo Avogadro postuló lo siguiente: “A la misma

temperatura ypresión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número demoléculas”.

3. ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES:El gas ideal es aquel que obedece las leyes de los gases con

exactitud. Elcomportamiento de estos gases, combinando las leyes antes mencionadas

derivan enuna ecuación: PV=RTn. Esta relación se llama ecuación de los gases ideales oley delos gases ideales, donde Ve el volumen medido en litros, P es lapresión,mayormente medido en atmósferas, n es el número de moles, T es latemperaturamedida en kelvin y R es la constante de los gases ideales con un valor aproximadode 0.0821 Latm/mol k.

4. LEY DE DALTON: LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES:El número total de moles de una mezcla de gases es: ntotal = na + nb+ ..... endonde na, nb, .. representan el número de moles de cada tipo de gaspresente.Reordenando en la ecuación se tiene:Ptotal= (na + na + ...)RT = naRT + nbRT + ....V V V

Donde naRT/V es la presión parcial a, que las na moles de gas ejercen por sí solas.

Entonces si sustituimos en la ecuación se obtiene la ley de Dalton de laspresiones

parciales : “La presión total que ejerce una mezcla de gases ideales es la sumade laspresiones parciales de los gases que la componen”. Entonces : Ptotal = Pa +Pb +...La ley de Dalton es de utilidad para describir mezclas gaseosas reales apresionesmoderadas porque permite relacionar kas presiones totales medidas conla

proporción de la mezcla.

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TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASESEsta teoría anos permite investigar el movimiento molecular con masdetalle;sabemos que el movimiento de las moléculas en este estado esaleatorio eimpredecible pero si se mantienen constantes la presión y la temperatura , laenergíacinética promedio y la velocidad cuadrática media se mantendránconstantes , perosurge un problema para calcular dichos parámetros ,pues no sabemos elnumero de

moléculas que se mueven a una velocidad en particular .Maxwell dio una solución a este problema , mediante cálculos estadísticosllegando alas siguiente s expresiones :

(Energía cinética promedio) EC = ½(m2)

(velocidad cuadrática media) u2 = u12+ u22+ u32+ u42... + un2

(un: velocidad, de lamolécula “n”)

N (N: Numero totalde moléculas)

5. LEY DE GRAHAM: DIFUSIÓN Y EFUSIÓN DE LOS GASES:EL término efusión se utiliza para describir el escape de un gas através de lasparedes, de pequeñas aberturas en materiales porosos ; y la palabradifusión paradescribir el movimiento de un gas hacia un espacio o la mezcla de la mezclade ungas con otro. En 1832, Thomas Graham demostró lo siguiente: “Las

velocidades de

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efusión de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada desus pesosmoleculares y a sus densidades”. Este enunciado se conoce como la ley deGraham ypuede representarse así:

Velocidad de efusión del gas A = Peso molecular de BVelocidad de efusión del gas B Peso molecular de A

EXPERIMENTOS

EXPERIMENTO Nº 1(Determinación del volumen molar del Hidrogeno)

Diagrama de Proceso

Datos:

Volumen Muerto de la Bureta 4,53 mlLectura del líquido desplazado 13 mlPresión atmosférica en el laboratorio 753 mmHgTemperatura del laboratorio 19ºCPresión de vapor saturado del agua a 19ºC P

V HC

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2O19=16,5 mmHg

Mg(s)+ 2HCl

(ac)Mg

2+

(ac)+ 2Cl

-(ac)+ H

2(g)

Cálculo de la masa de Mg100 cm. Mg 1.62 g1.3 cm. Mg X gX g = 0.03078 gramos

Cálculo del Volumen del H2Desprendido

Llenar el recipientetubular con aguaColocar dentro de un vasoDeterminar el volumenmuerto de la buretaEchar 6 ml de HCl

Completar con aguaColocar la cinta de Mg enla boca de la buretaVoltear la bureta y ver la reacciónMedir el H2producido


Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale el

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formato, ya que todos planchan lo mismoEl Volumen del gas húmedo desprendido es la suma de la lectura de la buretamás elvolumen muerto de la misma:V H2 (húmedo)= 5,4 ml +13 ml = 18,4 ml

Este volumen es el mismo ocupado por el gas seco.

Cálculo de la Presión del H2

(Seco)Según la Ley de Dalton se tiene Pgas húmedo =P

gas seco+ Pv H

2O = Patm

En donde Pv H2O = Presión parcial del vapor de aguaTambién Pv H2O = HR ( PV HC2O19), HR = % de Humedad RelativaDebido a las condiciones del laboratorio asumimos HR = 100 %

LuegoPgas seco= P

atm – PV HC2O19

P

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gas seco= 753 mmHg

–16.5 mmHg = 736.5 mmHg

Cálculo del número moles de H2desprendido

De la Ecuación Universal de los gases: PV = RTnDe esta manera: Pgas seco

Vgas seco= RTnReemplazando datos: (736.5 mmHg.)(18.4 ml) = (62.4mmHg lK mol..)(292ºK)(n)De donde n = 0,743743

Volumen molar del H2(condiciones normales)

De la Ecuación Universal de los gases, tenemos:PV = RTnComo R se mantiene constante, para un determinado gas se cumple:PVTncteLuego:

P VT nP VT molH Hlab HmHCN H2 222

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seco seco CN Reemplazando:

Finalmente VmH2= 22.2564 ml.

2(760 )

(736.5 )(18.4 )(292 )(0.743743) (273 )1HmmHg VmmmHg mlK mol C mol


Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbiale elformato, ya que todos planchan lo mismoEl porcentaje de error respecto al verdadero valor del Vm es:exp22.25642 18.4% 100 17,3272%teorico 22.25642

Vm erimental Vm teorico

ml mlerror Vm ml

EXPERIMENTO Nº 2(Demostración de la ley de Graham de difusión gaseosa)

Diagrama de Proceso

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Materiales y datos:

1 Tubo de vidrio2 tapones de jebeTrozos de algodón

ReglaHCl concentrado

NH3concentrado

Distancia del punto de reacción al NH3 = 15.4 cm.Distancia del punto de reacción al HCl = 10.1 cm.

Cálculos y resultados:

HCl(g) + NH3(g)

NH4Cl(s)

Ley de Graham, para el NH

3y HCl:

332 / 2 36.51.465281/ 1 17HClNHNH

HClV

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d t d MV d t dM

Distancias obtenidas:2 15.41.52471 10.1dd

Colocar en tapón conalgodón, el NH3 Tapar el tubo con lostaponesEsperar la reacción, ymediar las distanciasColocar en tapón conalgodón, el HClLavar todo conabúndate aguaEste archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Este archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Planchas UNI – Lo que busques, lo encontraras 10

Nota: Siempre revisa todo el contenido, no todo esta bien, y siempre cámbialeelformato, ya que todos planchan lo mismo

% de error =1.5247 1.212100 20.501%1.5247

Nota: La variación se debe a errores experimentales

EXPERIMENTO Nº 3

(Comprobación de la ley de Boyle - Mariotte)

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Diagrama de Proceso

Materiales y datos:

1 tubo neumométrico1 ampolla de nivel1 termómetro de -10ºC a 110ºC1 regla1 sopote con pinzas tipo nueces

Cálculos y Resultados:

Volumen Base: 20.2 mlVolumen muerto del tubo: 8.1 mlVolúmenes tomados:Volumen real que ocupa el gas = volumen medido + 8.1 ml.

Superiormente Desnivel tomado Inferiormente19.6 ml 20 cm. 20.7 ml19.0 ml 40 cm. 21.3 ml18.6 ml 60 cm. 21.2 ml18.1 ml 80 cm. 22.4 ml17.6 ml 100 cm. 23.1 mlMontar el tubo neumometricosobre el soporteRevisar que no hayafugas de aireTapar el tubo y equilibrar el

nivel de aireMontar la pera sobre

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el soporteRealizar lasmedicionesSuperiormente InferiormenteEste archivo fue bajado de "PlanchasUNI"Este archivo fue bajado de "Plancha

Experimento N #2

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecencomo perfectamente secas, aún cuando al ser calentadas producen grandescantidades de aguaLos cristales cambian de forma, e incluso algunas veces, de color al quitarles elagua, indicando que el agua estaba presente como una parte integrante de laestructura cristalina. Tales compuestos se denominan hidratos. El número demoles de agua presentes por cada mol de sal anhidra es, generalmente, unnúmero sencillo.

En este experimento se encontrara el peso de agua perdido por calentamientoy la cantidad de sal anhidra que queda. La razón más simple entre los moles de sal anhidra y de agua se halladividiendo los resultados anteriores entre la cantidad menor de estos valores.Con este valor se denomina la fórmula del hidrato propuesto.

Equipos y materiales:

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1 crisol con tapa1 balanza1 radiador 1 triangulo1 mechero1 pinzaSal hidratada

Procedimiento:

Pesar con precisión el cristal y la tapa perfectamente limpios y secosPóngase de 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el cristalColocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triangulo y calientesuavemente durante 5 minutos y luego aumente la temperatura durante 8minutos).Deje enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 a 10 minutos).Pesar el crisol con la sal anhidra ( la diferencia es el contenido original delagua).Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar una vez frio, si ladiferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutoshasta conseguir una diferencia menor a este límite.La diferencia entre la primera y última pesada será el agua total eliminada.

DIAGRAMA DE PROCESOS:

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CÁLCULOS Y TABLAS DE RESULTADOS

TABLA#3:

Muestrawexperimental

w teórica

% derendimiento

% deerror

Crisol+Salanhidra 21.91gr 21,80gr 98,4% 1.6%

En el experimento se llevo a cabo la siguiente combinación:

Ca (SO4).XH2O + O2 + calor

De la diferencia de los pesos del sulfato de calcio hidratado y del restante, sededuce la cantidad de agua que contenía el compuesto.Cuando se peso al crisol y la tapa: 18.92gr

Cuando se colocó los cristales pesaba: 21.91gr

Se hicieron varias pesadas:

1ra pesada: 21.90gr 2da pesada: 21.65gr 3ra pesada: 21.70gr 4ta pesada: 21.78gr

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CONCLUSIONES

i) Las condiciones necesarias y suficientes para que un gas tenga uncomportamiento ideal son: presiones muy bajas, altas temperatura yconcentración moderada de la sustancia. Sólo de esta manera el gaspodrá cumplir a cabalidad con la Leyes de Boyle, de Graham, laEcuación Universal o cualquier otra que involucre conceptos basadosteóricamente en las suposiciones de la teoría cinética de las gases.

ii) El hidrógeno es uno de los gases más perfectos, debido a que susmoléculas son los suficientemente pequeñas como para encajar dentro delmodelo cinético–molecular del gas ideal, y es por ello que se obtienenresultados muy precisos en cuanto a condiciones estándar, como en estecaso del volumen molar, en el cual se aprecia que el hidrógeno realmentesufre una ínfima desviación del comportamiento ideal con respecto a otrosgases, como por ejemplo el gas empleado en el experimento 3.

iii) Las velocidades de difusión de los gases, medidas mediante la Ley

de Graham, representan resultados cuantitativos en esencia correctos,pues no se aprecia gran margen de error, a pesar de que esta ley esaplicable mayormente a los gases ideales. Pero también es necesario anotar que, dentro del esquema de los gases reales, la Ley de Graham sufre ligerasmodificaciones las cuales dependen en mayor grado de las condiciones detemperatura y presión a las que se trabaje.

iv) La aplicación de la Ley de Graham, así como de la ecuación universal de losgases puede ser utilizada con diversos fines, de acuerdo al tipo de datos quese posean. Por ejemplo, en la ley de Graham podemos aprovechar losdatos experimentales de las longitudes recorridas por cada gas paara

determinar en peso molecular de dichos gases, aunque con ceirto margende error. La ecuación universal resulta una herramienta muy útil cuando se

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trabaja en sistemas o máquinas termodinámicas, pues nos permite encontrar tanto presiones como volúmenes o densidades, en la medida de la grancantidad de deducciones matemáticas que se obtienen a partir de ésta.

v) El comportamiento del gas en el último experimento corresponde al de ungas real en el rango de las presiones medias (oscilando entre los 700 y800 mmmHg). Esto quiere decir que no actuará con demasiada similitud a losgaes ideales. Se puede afirmar que, mediante un análisis gráfico y sobretodo, mediante la aplicación de la ecuación de Van Der Waals, esposible trabajar con datos más precisos en cuanto a sus desviaciones delcomportamiento ideal. Pero, a pesar de todo, deducimos que la Ley de

Boyle tiene validez para ciertos casos particulares y que, de manera general,sólo nos brinda una manera cualitativa de establecer que el producto PV semantiene constante en los sistemas isotérmicos.

vi) De esto último se desprende que, en general se comprueba que lavariación de lapresión con respecto al volumen es del orden inverso cuando latemperatura es constante. El instrumento utilizado para comprobar esta Ley esllamado “aparato de boyle” y constituye uno de los medios más eficaces paracomprobar su teoría.

BIBLIOGRAFÍA

• QUÍMICA GENERAL - RAYMOND CHANG

•

QUÍMICA GENERAL - WHINTEEN

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• QUÍMICA GENERAL UNIVERSITARIA - MAHAN BRUCE

• PRINCIPIOS DE QUÍMICA. PAUL ANOER - ANTHONYSONNESSA

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