SEP SES DEGEST - Instituto Tecnológico de Toluca

SEP
SNEST
DGEST
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE TOLUCA
INGENIERÍA QUÍMICA
PRÁCTICAS DE
TERMODINAMCA
M. EN A. TERESA SORIANO AGUILAR
METEPEC, MÉXICO, JUNIO DE 2008.
PRÁCTICA No. 1
PROPIEDADES FUNDAMENTALES DE LA DENSIDAD
OBJETIVO
Comprender y obtener de manera práctica el concepto de densidad, así mismo,
realizar determinaciones de densidades con líquidos y gases empleando
diferentes métodos.
INTRODUCCIÓN
Materia: La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y que
tiene masa, además de que lo podemos detectar con nuestros sentidos.
La materia se presenta cuatro estados de agregación molecular: sólido, líquido,
gaseoso y plasma.
Propiedades.
Cualquier característica de un sistema se denomina propiedad. Las
propiedades se consideran intensivas o extensivas.
Las propiedades INTENSIVAS son independientes del tamaño del sistema,
como la temperatura, la presión y la densidad.
La densidad se define como la masa contenida en una unidad de volumen.
 = m/v
[=] Kg/m3, g/cm3
Las densidades del Co2 y de aceite reportadas son:
 CO2 0.0198g/cm3 a 25°C.
 Densidad del aceite 0.92 g/cm3
La densidad absoluta es la relación que existe entre la masa de un sistema y
el volumen que ocupa ese sistema:
 abs = m/v [=] kg/m3, g/cm3
Algunas veces, la densidad de una sustancia se proporciona en relación con la
densidad de una sustancia conocida. En ese caso, se llama gravedad
específica o densidad relativa y es definida como: “la relación entre la
densidad de una sustancia y la de una sustancia estándar a temperatura
específica” (por lo común, agua a 4°C para la que H2O = 1 g/cm3). Esto es,
 s =  / H2O
Los valores de las propiedades extensivas dependen del tamaño o extensión
del sistema. La masa y el volumen son algunos ejemplos.
La masa se define como la cantidad de materia que contiene un sistema.
Masa (m) [=] kg, g, lbm
El volumen es el espacio que ocupa un sistema
Volumen (V) [=] m3, cm3, ft3
Densidad de Líquidos.
Aceite.
Material:
 Balanza granataria.
 Vaso de precipitados.
 Varilla de vidrio en
forma de U.
 Pinzas para bureta.
 Soporte universal.
 Papel milimétrico.
Sustancias:
 Agua.
 Aceite.
Procedimiento:
1) En el soporte universal colocar las pinzas para bureta.
2) En las pinzas para bureta colocar la varilla de vidrio.
3) En una varilla de vidrio en forma de U colocar agua y medir el nivel del
agua, con el papel milimétrico.
4) Pesar en un vaso de precipitados 5 g de aceite.
5) Vaciar el aceite en la columna de vidrio y ver el volumen del agua
desplazada, marcar el nivel del agua.
6) Medir el nuevo nivel del agua.
7) Medir el diámetro de la varilla de vidrio.
8) Determinar el volumen del agua desplazada.
9) Obtener la densidad con la masa y el volumen ya obtenidos.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Densidad de líquidos:
ACEITE
En una probeta graduada
medir 15 ml de agua.
En una varilla de vidrio en forma de U,
conectar una manguera por el extremo
más pequeño.
Vaciar el agua en la varilla
de vidrio.
En un vaso de precipitados pesar 20g
de aceite y vaciarla en la columna de
vidrio.
Medir
en
una
probeta
graduada el volumen de agua
desplazado por el aceite.
Hacer los cálculos para
determinar la densidad del
aceite.
CÁLCULOS:
Peso del vaso con aceite: 55.5 g.
Peso del vaso menos el aceite agregado: 55.1g.
Peso del aceite agregado:
55.5 - 55.1 =0.4g de aceite
Volumen:
El volumen lo obtuvimos midiendo el incremento de altura y aplicando la
siguiente formula: *r2 *h
Por lo tanto
vol = * (025cm)2*2.1cm
Vol = 0.4123 cm3
Por lo tanto la densidad es igual a:

masa
0.4 g

 0.97 g 3  0.92 g 3
3
cm
cm
volumen 0.4123 cm
La densidad reportada para el aceite es de 092 g./cm 3
*si nosotras hubieras medido nuestras cantidades a micro escala los resultados
hubieran sido más exactos
Densidad en gases
CO2
Material:
 Una probeta graduada de
250ml.
 Un metro de manguera látex.
 Un vaso de precipitado de
100ml.
 Una balanza analítica.
 Una pizeta.
 Un matraz erlenmeyer de
250ml.
 Un tapón horadado.
 Un tubo de vidrio.
 Silicón.
Sustancias:
 Alka-seltzer.
 Agua destilada.
Procedimiento:
1) Pesar una pastilla de alka-seltzer, anotar el peso de la misma.
2) Pesar el matraz erlenmeyer de 50ml + 125ml de agua destilada, anotar el
peso de este.
3) Al vaso de precipitados se le pega en un costado, con la ayuda del silicón, la
manguera este se coloca invertido en la bandeja con agua de tal forma que
esta llegue a más de la mitad del vaso pero sin tocar la punta de la manguera.
4) Montando el equipo.
5) Introducir rápidamente la pastilla de alka-seltzer en el matraz erlemeyer que
contienen agua destilada, y tapar con el tapón horadado conectado con una
manguera hacia la probeta.
6) Esperar a que la pastilla de alka-seltzer reaccione completamente con el
agua. Desprendiendo así el CO2.
7) Medir el desplazamiento de volumen de agua que realizo el gas dentro de la
probeta.
8) Pesar el matraz con el agua y lo que sobro de la pastilla.
9) Obtener la diferencia de pesos entre el matraz+agua+alka-seltzer y el
matraz+agua+residuos de la reacción. Observar también la diferencia de
volúmenes antes y después de la reacción. Obteniendo así la masa del gas.
10) Con la masa del gas y el volumen desplazado, obtener la densidad del CO 2,
con la relación masa por unidad de volumen.
Densidad de los gases:
Pesar una pastilla de
alka-seltzer, anotar el
peso de la misma.
Pesar el matraz erlenmeyer de 25ml – 50ml +
15ml de agua destilada, anotar el peso de este.
Llenar el cristalizador a una mitad de su capacidad, colocar con
ayuda del soporte y las pinzas la probeta de manera invertid al
mismo nivel de agua que la del recipiente, conectado hacia el
matraz con ayuda de la manguera látex y el tubo de vidrio.
Tener el equipo listo para poder introducir
rápidamente la pastilla de alka-seltzer en al matraz
erlemeyer que contienen agua destilada, y tapar con
el tapón horadado conectado con una manguera
hacia la probeta.
Esperar a que la pastilla de alka-seltzer reaccione con
el agua. Desprendiendo así el CO2.
Observar el desplazamiento de volumen
que realizo el gas dentro de la probeta.
Pesar el matraz con el agua y los
residuos de la reacción.
.
Obtener la diferencia de pesos entre el matraz+agua+alkaseltzer y el matraz+agua+residuos de la reacción. Observar
también la diferencia de volúmenes antes y después de la
reacción.
.
Con la masa del gas y el volumen desplazado,
obtener la densidad del CO2, con la relación
masa por unidad de volumen.
CÁLCULOS:
Peso de matraz con agua: 221.2 g.
Peso de la pastilla:
3.2 g.
Peso inicial:
(Reactivos juntos)
224.2g.
Peso final de los reactivos después de reaccionar: 224.2 g.
Peso de la masa de CO2: 224.4g - 224.2g = 0.2g.
Volumen de CO2 = al volumen de agua desplazado en la probeta = 10ml.
Por lo tanto la densidad es:

masa
0.2 g

 0.02 g  0.02 g
ml
ml
volumen 10 ml
La densidad reportada del CO2 es 0.0198g/cm3 a 25°C.
Comprobación de la densidad del agua.
Material:
 Una cubo de 1 cm. por lado.
 Balanza granataria.
 1 Pizeta.
Procedimiento:
1) Pesar el cubo en la balanza granataria el cubo.
2) Llenar el cubo con agua.
3) Volver a pesar el cubo con el agua.
4) Obtener la diferencia de pesos.
5) Obtener la densidad del agua.
Comprobación de la
densidad del AGUA.
Pesar el cubo en la balanza
granataria.
Llenar el cubo con agua hasta el tope.
Volver a pesar el cubo con el
agua.
Obtener la diferencia de pesos.
Obtener la densidad del agua.
CÁLCULOS:
La densidad es

masa
volumen
y siendo que tenemos un cubo de 1 cm3 que
peso 1 g de agua comprobamos que la densidad el agua es 1 g/cm3
CONCLUSIONES:
 Se logro determinar de manera práctica, las densidades de sólidos y
líquidos.
 Se comprobó que el aceite tiene una densidad menor a la del agua, por
que cuando entran en contacto ambos líquidos, el aceite permanece
arriba del agua.
 La ecuación de la densidad expresa la relación que existe entre la masa
y el volumen de un sistema; un gramo de agua cabe en un cm3.
 La densidad de los gases son menores a las de los líquidos.
 Concluimos que la densidad efectivamente no depende de la cantidad
de materia, por lo tanto, es una propiedad intensiva.
FUENTES DE CONSULTA:
 Cengel Yunus A., Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ª ed., México,
2003, 10-12 pp.
 Smith, J. M., Van Ness, H. C. y Abbott, M. M. Introducción a la
Termodinámica en Ingeniería Química. México: McGraw – Hill, 6ta.
edición, 2003.
PRÁCTICA No. 2
LEY DE LOS GASES IDEALES.
OBJETIVO:
Demostrar las leyes de los gases ideales, la ley de Boyle-Mariotte, la ley de
Charles y Gay-Lussac, mediante distintos experimentos que nos ayudaran a
ejemplificar y exponer estas leyes.
INTRODUCCIÓN:
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni
volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas,
expandidas y con poca fuerza de atracción, lo que hace que no tengan
volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo
el volumen.
El volumen es una magnitud que mide el espacio ocupado por un cuerpo.
La compresibilidad es la propiedad que tiene la materia de reducir su volumen
cuando se ejerce presión sobre ella, mediante la aplicación de una fuerza.
Un fluido es cualquier sustancia que fluye. Los fluidos ocupan un volumen
determinado por el recipiente que los contiene.
La presión es una magnitud física que expresa la fuerza ejercida por un cuerpo
sobre una unidad de superficie. La presión atmosférica es la presión del aire
sobre la superficie terrestre y en la ciudad de Toluca es de 560 mmHg. o
0.726atm.
Ley de los gases ideales.
Un gas ideal se define como aquél cuyas moléculas se encuentran lo
suficientemente alejadas, de forma tal que el comportamiento de una molécula
no resulta afectado por la presencia de otras y obedece a la ecuación:
PV = nRT
Los gases ideales son gases hipotéticamente hablando, idealizados del
comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Debido a su estado
gaseoso, también se les conoce como gases perfectos.
Los gases se encuentran en un estado casi esférico, las partículas del gas no
pueden adquirir volúmenes tan grandes como otros, además pueden tomar la
forma de lo que quieran. El volumen de los gases es muy variable, ya que
presentan la propiedad de compresibilidad, o sea que pueden comprimirse
reduciendo así su volumen.
El volumen de los gases no es constante, ya que tienden a expandirse
uniformemente hasta llenar el espacio que ocupan. La mayor parte del
volumen ocupado por un gas lo constituye el espacio que hay entre las
moléculas.
Sus moléculas se encuentran muy separadas unas de otras, suponiendo que
se suprimen las fuerzas y colisiones intermoleculares, por tanto el gas se
puede comprimir o expandir con facilidad.
Empíricamente, se pueden observar una serie de relaciones entre la
temperatura, la presión y el volumen de los gases ideales.
Las características que debe de cumplir un gas para considerarse ideal son:
 El volumen excluido tiende a cero.
 Las fuerzas intermoleculares tienden a cero.
 Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos.
La Ecuación de Estado.
Una ecuación de estado es toda aquella ecuación que relaciona la
Temperatura, Presión y Volumen específicos de un sistema.
Esta ecuación expresa la relación que existe entre las magnitudes relevantes
en los gases ideales, y describe el comportamiento de los gases en
condiciones de bajas presiones y altas temperaturas. Cuando la presión
aumenta mucho o la temperatura disminuye, el comportamiento de los gases
se aparta del descrito por esta ecuación Conocidas dos de las tres variables
se puede determinar la otra.
La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la
temperatura y la cantidad de un gas ideal es:
Donde:





= Presión.
= Volumen.
= Cantidad de sustancia [mol].
= Constante del gas.
= Temperatura en Kelvin.
La constante R es una constante universal de los gases, independiente de la
especie en estudio. Su valor numérico es de:
8,314472 J/K • mol
0,08205746 L • atm/K • mol
8,2057459 × 10-5 m3 • atm/K • mol
8,314472 L • kPa/K • mol
Para una misma cantidad de masa gaseosa, podemos afirmar que existe una
constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e
inversamente proporcional a su temperatura. A esto se le conoce como la
Ecuación general de los gases, y su ecuación matemática es la siguiente:
Ley de Avogadro
Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de
partículas.
El número de Avogadro, matemáticamente hablando, es igual a 6.023x10 23
moléculas para un mol de gas.
Ley de Boyle-Mariotte
Robert Boyle estudió la compresibilidad del aire y descubrió la ley que rige la
relación entre la presión y el volumen. El francés Déme Mariotte, descubrió la
misma ley utilizando un tubo muy semejante al de Boyle, por esta razón, esta
ley es conocida como Boyle-Mariotte.
Esta es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la
presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, y
dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión que se aplica.
Por eso, cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la
presión disminuye el volumen aumenta. Manteniendo constante la cantidad de
gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
Leyes de Charles y Gay-Lussac
Esta ley relaciona directamente el volumen y la temperatura de una
cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante. En esta ley,
Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el
volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas
disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las
partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor
volumen del gas.
La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía
referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo
que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles.
La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del
comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes.
La ecuación matemática que corresponde a esta ley es:
DESARROLLO EXPERIMENTAL
Experimento no. 1: PARA LEY DE BOYLE-MARIOTTE.
Materiales:







Tubo en U.
Mercurio.
Jeringa de 5ml.
Soporte universal.
Pinzas para bureta.
Jeringa.
Papel milimétrico.
Procedimiento:
 En un tubo en forma de u y sellado de un lado colocar Hg. hasta que se
alcance un equilibrio.
 Pegar la hoja de papel milimétrico por detrás del tubo en U para poder
medir la altura del mercurio.
 Anotar la lectura que dio en milímetros y esta será la presión
atmosférica igual a P1.
 Agregar mas mercurio de tal manera que el peso del mismo comience a
comprimir el aire que esta del lado sellado del tubo.
 Anotar el volumen final del aire después de agregar varios volúmenes
de mercurio.
 Mediante cálculos obtener la presión final del aire dentro del bulbo.
Ley de Boyle
Doblar un tubo de vidrio en
forma de U y sellarlo por un
extremo.
Agregar Hg. al tubo hasta que tenga el
mismo nivel en ambos brazos del tubo.
Medir la altura que tiene el gas en
el sistema h1.
Agregar más Hg.
Medir la altura que tiene el gas en el sistema
h2.
Volver agregar Hg. Hasta
tomar un mínimo de 4
lecturas.
Experimento no. 2: PARA LA LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC.
Material:
 Silicón.
 2 Jeringas de 5ml.
 2 vasos de precipitados de
100ml.
 Hielos.
 Acetona.
 Agua.
 Mechero Fisher.
 Soporte universal.
 Arillo metálico.
 Tela de asbesto.
Procedimiento:
 Poner a enfriar la acetona con hielo y por otro lado calentar agua hasta
cerca del punto de ebullición.
 En uno de los vasos vamos a colocar agua caliente y en la otra acetona
y hielos.
 Medir la temperatura de cada uno de los sistemas.
 Llenar la jeringa con 3ml de aire y taparla perfectamente de la punta.
 Tomar la temperatura ambiente.
 Tomar la jeringa totalmente sellada y sumérjala en el agua caliente,
espere un minuto y lea el aumento de volumen del aire dentro de la
jeringa y la temperatura del agua.
 La otra jeringa llenarla con 5ml de aire y sellarla perfectamente de la
punta con silicón, tomar la temperatura del ambiente y sumergir la
jeringa en acetona con hielos.
 Tomar la temperatura final.
 Esperar para ver la compresión del aire contenido en la jeringa.
 Anotar los resultados obtenidos.
Ley de Charles- Gay Lussac
Llenar una jeringa con aire
hasta 5ml (V1).
Llenar una jeringa con aire
hasta 3ml (V1).
Sellar perfectamente
punta de la jeringa.
Sellar perfectamente
punta de la jeringa.
la
Medir la temperatura
ambiente (T1).
Llenar un vaso de precipitados
(100 ml) con hielos y acetona
(vaso 1), medir la temperatura (T2).
Introducir la jeringa al
vaso de precipitados 1.
la
Medir la temperatura
ambiente (T1).
En un vaso de precipitados
(vaso 2) de 100ml agregar 80ml
de agua y poner a calentar hasta
una temperatura de 80°C.
Introducir la jeringa al
vaso de precipitados 2.
Observar las expansiones y
compresiones del gas medir
volumen final de ambas jeringas
(V2).
Experimento no. 3: PARA LA LEY DE GAY LUSSAC.
Material:




Jeringa.
Silicón.
Baño Maria.
Mechero Fisher.
Procedimiento:
 Colocar silicón en la parte trasera del embolo de la jeringa de tal manera
que el volumen contenido en esta no se pueda expandir.
 Sellar perfectamente la punta de jeringa.
 Sumergir la jeringa en acetona con hielos por un momento y tomar la
temperatura inicial.
 Calentar a baño Maria por 10 min.
 Tomar la temperatura final del agua la va a ser la misma que tenga
nuestro sistema.
 Realizar los cálculos para obtener la presión final.
Ley de Gay Lussac
Llenar de aire una jeringa y
sellarla perfectamente de la
punta.
Colocar unas bridas en el émbolo de la
jeringa, de tal manera que no se
desplace el émbolo.
Llenar un vaso de precipitados
(100 ml) con hielos y acetona
(vaso 1), medir la temperatura (T1).
Introducir la jeringa al
vaso de precipitados 1.
En un vaso de precipitados (vaso 2) de 100
ml, agregar 80 ml de agua, poner a calentar
hasta alcanzar una temperatura entre 8085°C.
Medir la temperatura (T2).
Pasar la jeringa directamente del
vaso 1 al vaso 2.
Observar y determinar el
cambio de presión en el
sistema.
CÁLCULOS:
 Ley de Charles-Gay Lussac:
Cuando la presión de un gas es constante su volumen es directamente
proporcional a su temperatura.
Matemáticamente la expresión es:
a) Jeringa con hielos y acetona:
Datos:
V1 = 5 mL
V2 = 4.2 mL
T1 = 22 °C
T2 = -8 °C
°K = °C +273
T1 = 22°C + 273
T1 = 295 °K
T2 = -8°C + 273
T2 = 265 °K
5m l
4.2m l

295K 265K
0.1694  0.01584
b) Jeringa con agua caliente:
Datos:
T1 = 22 °C
T2 = 80 °C
V1 = 3.0 mL
V2 = 3.2 mL
Transformando las temperaturas a escala absoluta Kelvin, tenemos que:
°K = °C +273
T1 = 22°C + 273
T1 = 295 °K
T2 = 80°C + 273
T2 = 353 °K
3m l
3.2m l

295K 353K
0.01016 000906
 Ley de Gay-Lusaac
Si el volumen de un gas permanece constate la presión va a ser directamente
proporcional a su temperatura:
P1 P2

T1 T2
Datos:
T1 = -8 °C
T2 = 82 °C
P1 = 560 mmHg
P2 = ???
Transformando las temperaturas a escala absoluta Kelvin:
°K = °C +273
T1 = -8°C + 273
T1 = 265 °K
T2 = 82°C + 273
T2 = 355 °K
Para obtener la P2, como nuestro sistema se encuentra a volumen constante,
podemos utilizar la ecuación anterior despejando P2:
P1 T2
 P2
T1
p2 
(560 mmHg )( 355  K )
 776 .5625 mmHg
256  K
 LEY DE BOYLE
“A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a
su presión”:
P1V1 =P2V2
h1 del gas del sistema = 6.3 cm
V1 = *r2*h = (3.1416)(0.25 cm) 2 (6.3 cm)
V1 = 1.2370 cm3
h2 después de agregar el Hg = 6.1 cm
V2 = *r2*h = (3.1416)(0.25 cm) 2 (6.1cm)
V2 = 1.1977 cm3
P1 = Patm = 560 mmHg
Si P1V1 =P2V2
Entonces, despejando P2: P2=P1V1/V2
P2= (560 mmHg)(1.2370 cm3) / 1.1977 cm3
P2= 578.3752 mmHg
V3 = *r2*h = (3.1416)(0.25cm) 2 (5.8 cm)
V3= 1.1388 cm3
Si P2V2 =P3V3
Entonces, despejando P3: P3=P2V2/V3
P3= (578.3752 mmHg)(1.1977 cm3) / 1.1388 cm3
P3= 608.2683 mmHg
V4= *r2*h = (3.1416)(0.25cm) 2 (5.6 cm)
V4= 1.0995 cm3
Si P3V3 =P4V4
Entonces, despejando P4: P4=P3V3/V4
P4= (608.2683 mmHg)(1.1388 cm3) / 1.0995 cm3
P4= 630.0099 mmHg
RESULTADOS:
Volumen
(cm3)
1.237
1.1977
1.1388
1.0995
Presión
(mmHg)
560
578.3752
608.2683
630.0099
CONCLUSIONES:
 El aire tiene un comportamiento muy cercano al de un gas ideal, ya que
sigue las leyes de los gases ideales, como la ley de Boyle, ley de CharlesGay Lussac y de Gay Lussac.
 La presión, el volumen y la temperatura guardan una relación entre sí para
determinar el comportamiento de un gas ideal y la variación de una de
estas propiedades, afecta a las demás.
De forma experimental pudimos observar la comprobación de las leyas de los
gases.
FUENTES DE CONSULTA:
 Virgil Moring Faires, Termodinámica, Ed. Limusa.
 Raymond Chang Química 6° Edición., Editorial Mc Graw Hill
PRACTICA No. 2
LEY DE GASES IDEALES.
OBJETIVO:
Demostrar prácticamente la ley de los gases ideales.
INTRODUCCIÓN:
Gas: Es el estado de la materia que no tiene forma ni volumen propio.
El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de
atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma
libre y fundamentalmente independiente de las otras.
Todos los gases poseen las siguientes características físicas:
 Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.
 Se consideran lo más compresibles de los estados de la materia.
 Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan
completa y uniformemente.
 Cuentan con densidades mucho menores que los sólidos y líquidos.
 Tienen volumen excluido; es decir que existe un volumen vacío entre las
moléculas.
Gas ideal: Son gases hipotéticamente hablando (imaginarios), idealizados del
comportamiento de los gases en condiciones corrientes. Debido a su estado
gaseoso, también se les conoce como gases perfectos.
Ecuación de estado:
PV=n R T
Donde:
P: presión absoluta.
T: temperatura absoluta.
V: volumen específico.
n: numero de moles.
R: constante de los gases ideales y su valor es:

8.314 Kj/(kmol•K)

8.314 KPa•m3/(kmol•K)

0.082 atm•L/(mol•K)
Para que exista un gas ideal debe presentar las siguientes características:
 Volumen excluido tiende a cero.
 Fuerzas intermoleculares tienden a cero.
 Los choques entre sus moléculas son perfectamente elásticos.
Gas Real: Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura
y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o
la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma
considerable de las de los gases ideales.
Ley de los gases ideales:
Es un modelo matemático que engloba a dos leyes matemáticas que son:
 Ley de Boyle-Mariotte
El volumen es inversamente proporcional a la presión; a temperatura constante es
decir:
 Si la presión aumenta, el volumen disminuye
 Si la presión disminuye, el volumen aumenta
P1V1=P2V2
 Ley de Charles-Gay Lussac
El volumen es directamente proporcional a la temperatura, a presión constante, es
decir:
 Si la temperatura aumenta el volumen también aumentará
 Si la temperatura disminuye el volumen también disminuirá
V1/T1=V2/T2
 Ley de Avogadro
A volúmenes iguales de todos los gases ideales a presión y temperatura
particulares contienen el mismo número de moléculas. Este enunciado es
cierto solo para un gas ideal, el número de moléculas de cualquier sustancia es
una constante NA denominada número de Avogadro.
NA=
 22.4lt

6.023x1023gmol-1
 Cada 6.023x1023gmol-1 ocupa 1 mol de sustancia (gas).
1mol=6.023x1023moleculas
V1/n1=V2/n2
DESARROLLO EXPERIMENTAL.
Prueba 1: Ley de Boyle – Mariotte:
Material:







2 varillas de vidrio.
Mechero.
Papel milimétrico.
1 jeringa de 10ml.
Soporte universal.
Pinzas para bureta.
Vaso de precipitado de 250ml
Reactivos:
Mercurio.
Procedimiento:
1.- Doblar la varilla de vidrio en forma de J con ayuda del mechero.
2.- Sellar un extremo de la varilla en forma de J.
3.-Armar el sistema colocando con cuidado la varilla en forma de J del extremo no
cerrado, sujetado por la pinza de bureta.
4.- Colocar una hoja milimétrica detrás del extremo cerrado de la varilla en forma
de J.
5.- Adicionar mercurio cuidadosamente hasta que se igualen los niveles en ambos
extremos.
6.- Ir agregando poco a poco mercurio hasta ver una disminución en el volumen
del gas y un desnivel en la columna del mismo.
7.- En ese instante medir el aumento de mercurio.
8.- Repetir el paso 6 y 7, 5 veces.
Prueba 2: Ley de Charles-Gay-Lussac.
Material:









3 vasos de precipitados de 100ml.
3 jeringas de 10ml.
Cola-loka.
Mechero.
Soporte universal.
Rejilla de asbesto.
Cerillos.
1 Termómetro.
1 Baño María.
Sustancias:
Hielos.
Cetona.
Agua.
Procedimiento:
1.-Tapar la punta de la jeringa con cola-loka hasta que selle herméticamente.
2.- En un vaso de precipitado colocar 50 ml de agua, posteriormente llevarla a
ebullición e introducir la jeringa y observar los cambios, tomar la lectura de la
temperatura.
3.- Cuando haya un aumento considerable de volumen, en otro vaso de
precipitado que contenga agua con hielos, de inmediato introducir la jeringa hasta
observar una disminución en el volumen del gas y tomar nuevamente la lectura de
la temperatura.
4.- Cuando se haya observado la disminución de volumen, en otro vaso de
precipitado que tenga cetona y esta a su vez estará en hielos, introducir esa
misma jeringa y observar otra disminución y tomar una ultima lectura de la
temperatura.
5.- Repetir el experimento 5 veces y colocar en una tabla las lecturas de volumen
de aire y temperatura; a partir de esta tabla construir una gráfica de V contra T.
Ley de Boyle-Mariotte.
Doblar la varilla en forma de J con
ayuda del mechero.
Sellar un extremo de la varilla en forma
de J.
Armar el sistema colocando con cuidado la varilla
en forma de J del extremo no cerrado, sujetado
por la pinza para bureta.
Colocar una hoja milimétrica detrás del extremo
cerrado de la varilla en forma de J.
Adicionar Hg. Cuidadosamente hasta
que se igualen los niveles en ambos
extremos.
Ir agregando poco a poco Hg. Hasta ver una disminución en
el volumen del gas y un desnivel en la columna del mismo.
En ese instante medir el aumento de Hg. Y así determinar su
presión y volumen.
Repetir el experimento 5 veces y colocar en una
tabla las lecturas del volumen del gas y
temperaturas.
Ley de Charles –Gay Lussac
Tapar la punta de una jeringa con cola-loka hasta
que selle herméticamente, antes de eso dejar un
pequeño volumen de gas dentro de ella.
En un vaso de precipitados colocar 50ml de agua
e introducir la jeringa y observar los cambios,
tomar la lectura de la temperatura.
Cuando haya un aumento considerable de
volumen, en otro vaso de precipitados que
contenga agua con hielos, de inmediato introducir
la jeringa hasta observar una disminución en el
volumen del gas, y tomar nuevamente la lectura
de la temperatura.
Cuando se haya observado la disminución de
volumen, en otro vaso de precipitados que tenga
cetona y esta a su vez este en hielos, introducir
esa misma jeringa y observar otra disminución y
tomar una ultima lectura.
RESULTADOS:
Prueba 1: Ley de Boyle-Mariotte
Altura(mm)
Presión (mm de Hg)
Volumen del gas (mm3)
1
60
560
1179.09
2
51
569
1001.38
3
45
575
833.57
4
40
580
785.40
5
31
589
608.68
No.
CÁLCULOS:
Datos:
Diámetro=5mm
Radio=2.5mm
V=¶r2h
Calculo de volumen:
V1=¶(2.5mm)2(60mm)= 1178.09mm3
V2=¶(2.5mm)2(51mm)= 1001.38mm3
V3=¶(2.5mm)2(45mm)= 883.57mm3
V4=¶(2.5mm)2(40mm)= 785.40mm3
V5=¶(2.5mm)2(31mm)= 608.68mm3
Prueba 2: Ley de Charles-Gay Lussac
°C
Sustancias
Volumen
inicial (ml)
Volumen final
(ml)
Variación de
volumen (ml)
90
Agua caliente
6.0
7.2
1.2
0
Agua con hielos
7.2
6.6
0.6
-4
Agua con acetona
6.6
6.0
0.6
80
Agua caliente
6.0
7.0
1.0
-0.1
Agua con hielos
7.0
6.5
0.5
-4.1
Agua con acetona
6.5
6.0
0.5
70
Agua caliente
6.0
6.8
0.8
-0.2
Agua con hielos
6.8
6.4
0.4
-4.2
Agua con acetona
6.4
6.0
0.4
60
Agua caliente
6.0
6.6
0.6
-0.3
Agua con hielos
6.6
6.3
0.3
-4.3
Agua con acetona
6.3
6.0
0.3
50
Agua caliente
6.0
6.4
0.4
-0.4
Agua con hielos
6.4
6.2
0.2
-4.4
Agua con acetona
6.2
6.0
0.2
CONCLUSIONES:
Ley de Charles-Gay Lussac.
 Observamos que a presión constante efectivamente al aumentar la
temperatura aumenta proporcionalmente el volumen. Cuando aumentamos
la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan
menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que
el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se
producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del
recipiente y aumentara el volumen (el embolo se desplazara hacia arriba
hasta que la presión se iguale con la exterior). Lo que Charles descubrió es
que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente
entre el volumen y la temperatura siempre tienen el mismo valor.
Ley de Boyle-Mariotte.
 Observamos que a temperatura constante efectivamente el volumen es
inversamente proporcional a la presión. Al aumentar el volumen, las
partículas del gas tardan mas en llegar a las paredes del recipiente, y por lo
tanto chocan menos veces por unidad de tiempo entre ellas. Esto significa
que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques
del gas contra las paredes.
FUENTES DE CONSULTA:
 Cengel Yunus A., Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ª ed., México, 2003,
10-12 pp.
PRÁCTICA NO. 3
LEY DE AMAGAT.
OBJETIVO:
Demostrar y comprobar la ley de Amagat, la cual establece que el volumen total
ocupado por una mezcla de gases, es igual a la suma de los volúmenes parciales
de cada gas que compone dicha mezcla.
INTRODUCCIÓN:
Una mezcla de gases ideales, es el conjunto de varios gases diferentes (a los
cuales podemos emplear como gases ideales) que forman un compuesto
determinado, por ejemplo el aire: mezcla de los siguientes gases.
%
Gas
N2
O2
Ar
CO2
H2, He, Ne, Kr, Xe
78.03
20.99
0.94
0.03
0.01
Para fines de cálculo, solo se consideran 79% de N2 y 21% de O2, ya que los
demás componentes tienen concentraciones mínimas. Aunque cabe destacar que
si el aire no tuviera todos los demás componentes, no sería respirable.
Estas mezclas gaseosas, tienen una presión, un volumen y una temperatura
determinados, sin embargo, se sabe que en una mezcla de gases ideales, cada
gas se comporta como si el solo ocupara el volumen, como si estuviera a la
temperatura de la mezcla y la presión total de la mezcla es la suma de las
presiones de cada uno de sus componentes (Ley de Dalton), ya que es un gas
constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases
diferentes, no.
Presión de la
mezcla
Volumen
Temperatura
Mezcla de gases
VOLUMEN DE UNA MEZCLA.
Cada gas en una mezcla se expande hasta llenar todo el volumen del recipiente
que lo contiene a la temperatura de la mezcla. Supóngase que se colocan tres
gases, a, b y c en recipientes separados, cada uno con diferentes volúmenes pero
a la misma presión y temperatura.
Si los tres recipientes se colocan juntos y se quitan las subdivisiones, la presión y
la temperatura de la mezcla permanecerán constantes, si los gases son ideales y
podrá aplicarse la ley de los volúmenes parciales.
1
Va Vb Vc


Vm Vm Vm
ó
Vm  Va  Vb  Vc
Esta es una expresión de la ley de Amagat, que establece que el volumen de una
mezcla es la suma de los volúmenes que cada gas ocuparía por separado si
estuviera a la presión y temperatura de la mezcla. Dicho de otra manera,
establece que en un sistema que contiene una mezcla de gases ideales, el
volumen total ocupado por los componentes gaseosos, es igual a la suma de los
volúmenes parciales de los mismos, considerando que cada uno de ellos esta a la
presión total de la mezcla.
A esta ley también se le llama ley de los volúmenes parciales, y fue formulada en
1893.
Volumen parcial es el volumen que ocuparía un gas si estuviera solo en el
recipiente que los contiene.
El componente gaseoso i-ésimo tiene un volumen parcial, a la presión total de la
mezcla, que igual a: vi=xivT, siendo xi la fracción molar del gas i-ésimo.
La fracción molar es igual a la fracción de volumen de la mezcla. La fracción
volumétrica se define como la razón del volumen parcial de un componente al
volumen total de la mezcla.
Las leyes de Amagat y de Dalton son equivalentes entre sí, si los gases y la
mezcla son gases ideales, por lo que son aproximadamente ciertas para los gases
reales.
Análogamente la ecuación nm=na+nb+nc postula que el número de moles de un
gas en una mezcla es igual a la suma de las moles de los gases que la forman.
También es claro que la masa total de una mezcla gaseosa debe ser igual a la
suma de las masas de los componentes. Entonces se tiene que mm=ma+mb+mc
Si resumimos lo anterior, tenemos las siguientes premisas:
1. La masa de la mezcla es la suma de las masas de los componentes de la
mezcla.
2. El número total de moles de la mezcla es igual a la suma del número de moles
de los gases componentes de la mezcla.
3. La ecuación de estado de un gas ideal es aplicable tanto a los componentes
como a toda la mezcla.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Material:







Vaso de precipitados de 50Ml.
Manguera de hule.
Jeringas de 10ml y 20ml.
Anilina azul.
Globo de helio.
Recipiente grande.
Silicón.
Sustancias:



Aire.
Sal de uvas.
Agua.
Procedimiento:
1. En un recipiente colocar agua hasta la mitad y agregarle la anilina azul.
2. Pegar la manguera en la pared del vaso de precipitados.
3. Introducir de forma invertida un vaso de precipitados de tal manera que este
completamente lleno de agua, para que no quede aire atrapado dentro de el.
4. Con una jeringa de 10mL extraer el gas que se crea de la reacción de sal de
uvas en agua e introducirlo al vaso a través de la manguera.
5. Llenar con aire una jeringa de 10mL e introducirlo al sistema a través de la
manguera.
6. Extraer 10mL de Helio del globo e introducirlo en el sistema a través de la
manguera.
7. Introducir cada gas al vaso de precipitados a través de la manguera.
8. El volumen de estos gases debe desplazar un volumen igual de agua
contenida en el vaso de precipitados.
9. Para comprobar el volumen final de nuestra mezcla de gases vamos a extraer
la mezcla de gases e inyectarla en otro recipiente, una jeringa o algún otro en
el que se pueda leer fácilmente el volumen final de la mezcla de gases.
DIAGRAMA DE BLOQUES
Colocar hasta la
mitad
en
un
recipiente
y
agregarle anilina
azul.
Pegar la manguera
en un vaso de
precipitados.
Introducir
el
vaso invertido
en el recipiente
de agua.
Extraer 10mL
del gas helio
que contiene
el globo.
Llenar con
aire
una
jeringa de
10mL
Introducir cada
gas al vaso de
precipitados
a
través
de
la
manguera.
Leer el volumen final
de nuestra mezcla y
obtener conclusiones.
Extraer 10mL
del gas que se
crea de la
reacción de sal
de uvas.
CÁLCULOS:
Para obtener los volúmenes parciales del aire, se tomaran en cuenta los
siguientes porcentajes:
N2 79%
O2 21%
Por lo tanto, para un volumen de 10mL de aire, tenemos:
VN2= 10mL de aire
79% de N2
100% de aire
= 7.9 mL de N2
VO2= 10mL de aire
79% de N2
100% de aire
= 7.9 mL de O2
La ley de Amagat establece que:
VT= VA+ VB+ VC+ VD
Nuestra mezcla gaseosa contiene N2, O2, CO2, y He, entonces, aplicando la ley de
Amagat tenemos:
VT=VN2+VCO2+VO2+VHe
Si
VN2 = 7.9mL
VO2 = 2.1mL
VCO2 = 10mL
VHe = 10mL
Sustituyendo estos datos tenemos que:
VT=7.9mL+2.1mL+10mL+10mL
VT=30mL
Comprobación
Según la ley de Amagat:
1= Va + Vb + Vc
VT VT VT
Lo que nuestra mezcla gaseosa es:
1= VN2 + VO2 + VCO2 + VHe
VT
VT
VT
VT
Sustituyendo nuestros datos tenemos que:
1= 6.9mL +
30mL
2.1mL + 10mL + 10mL
30mL
30mL 30mL
1=0.2633+0.07+0.3333+0.3333
1  0.9999
CONCLUSIONES:
 La ley de Amagat solo tiene una aplicación matemática y no real, es por ello
que para demostrarla tuvimos que formar la mezcla con volúmenes
parciales y así obtener el volumen total de nuestra mezcla; para poder
cumplir con lo establecido por la ley.
 Otra forma de comprobar el volumen total de la mezcla es medir el volumen
desplazado de agua dentro del vaso de precipitados; lo cual debe ser el
mismo que el volumen agregado de gas a dicha mezcla.
 Si observamos nuestras operaciones realizadas, a partir de los datos
obtenidos en la practica, podemos ver que la suma de las fracciones
(0.999) parciales es muy cercano a 1 esto es debido a que nuestro material
es de gran exactitud cumpliendo así con lo establecido de: “las sumas de
los volúmenes parciales es siempre igual a 1”
FUENTES DE CONSULTA:
 Cengel Yunus A. Termodinámica, Ed. Mc Graw Hill, 4ta ed., Mexico, 2003,
10-12pp.
 Smith, J. M., Van Ness, H. C. Y Abbott, M. M. Introducción a la
Termodinamica en Ingenieria Quimica. Mexico: Mc Graw – Hill, 6ta. edicion,
2003.
PRACTICA No. 3
LEY DE AMAGAT.
OBJETIVO:
Determinar el volumen total de una mezcla gaseosa así como el volumen parcial
de cada uno de estos gases para poder comprobar la ley de Amagat.
INTRODUCCIÓN:
La ley de los gases ideales es buena en rangos de temperatura y presión, pero los
gases se comportan de otra forma cuando las temperaturas bajan o cuando la
presión aumenta, así que en estos casos, la ley de los gases ideales deja de ser
válida, pues ya no se referiría a un gas ideal. Es válida sólo a bajas densidades y
altas temperaturas.
Una propiedad básica de cualquier gas es que su ecuación de estado se aproxima
a la de un gas ideal a medida que se permite que su presión disminuya a cualquier
temperatura sobre la temperatura crítica. Lo que sucede físicamente es que
teniendo una densidad baja, la distancia entre las moléculas del gas va a
aumentar se eliminaran de forma gradual las fuerzas entre ellas, excepto aquellas
que surgen momentáneamente durante las colisiones, las cuales también son
menos esporádicas.
Los gases reales se aproximan mucho a este comportamiento cuando se
encuentra a baja presión o a alta temperatura.
Cuando se mezclan dos o más gases ideales, el comportamiento de una molécula
no se ve afectado por la presencia de otras moléculas similares o diferentes.
Esto suele basarse en la ley de Amagat y de Dalton, la ley de Amagat de
volúmenes aditivos la cual dice que el volumen de una mezcla de gases es igual a
la suma de sus volúmenes que cada gas ocuparía si existiera solo a la
temperatura y presión de la mezcla.
La ley de Dalton de presiones aditivas, que dice que la presión de una mezcla de
gases es igual a la suma de presiones que cada gas ejercería si existiera solo a la
temperatura y volumen de la mezcla.
Aunque solo en dicha práctica se comprobará la Ley de Amagat.
FUNDAMENTOS:
Gas ideal: es un gas cuya densidad es suficientemente baja, de modo que las
fuerzas intermoleculares y la energía asociada son insignificantes. Por lo tanto, un
gas ideal tiene la ecuación de estado PV=nRT.
Mezcla de gases ideales: aquella que contiene 2 ó mas gases ideales.
El comportamiento de una molécula de gas no es afectado por la presencia de
otras moléculas similares o diferentes, y en consecuencia, una mezcla no reactiva
de gases ideales se comporta también como un gas ideal.
En una mezcla de gases ideales, resultan idénticas la fracción molar, fracción de
presión y la fracción de volumen de un componente.
Propiedades de una mezcla de gases:

Las propiedades de un gas no son afectadas por la presencia de otros
gases.

Cada componente de gas en la mezcla se comporta como si existiera
aislado a la temperatura Tm de la mezcla y al volumen de la mezcla Vm. A
este principio se le conoce como ley de Gibbs-Dalton.

Las moléculas ejercen la misma presión sobre las paredes del recipiente
que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera ningún otro gas
presente.
Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión de una mezcla de gases es
igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si existiera solo a la
temperatura y volumen de la mezcla.
Presión parcial: el la presión ejercida por un gas en una mezcla de gases como si
estuviera solo en el recipiente que lo contiene.
Ley de Amagat de los volúmenes aditivos: el volumen de una mezcla de gases
es igual a la suma de los volúmenes que cada gas ocuparía si estuviera solo a la
temperatura y presión de la mezcla.
Volumen parcial: es el volumen que un componente de la mezcla ocuparía si
existiera aislado a la temperatura y volumen de la mezcla.
CO2: su uso más común se encuentra en las bebidas refrescantes y cerveza, para
hacerlas gaseosas, algunos extintores usan este gas ya que es mas denso que el
aire.
Aire: El aire puede es una mezcla de gases que forma la atmósfera terrestre y
esta compuesto en proporciones variables por sustancias como el nitrógeno,
oxigeno, dióxido de carbono entre otros.
Helio: es mas ligero que el aire y a diferencia del hidrogeno no es inflamable, por
lo cual su huso es como gas de relleno en los globos y zeppelines.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Material:
o
o
o
o
o
o
3 Jeringas de 20ml.
1 Vaso de precipitados de 100ml.
1 Vaso de precipitados a macro escala.
1 bolsa ziploc.
1 Globo con Helio.
1 Pastilla efervescente o Coca Cola.
Procedimiento:
1. Llenar el recipiente grande con agua y sumergir el vaso de precipitados de
100mL invertido de manera que quede completamente lleno de agua.
2. Vaciar la coca cola en la bolsa, sellar y agitar para poder extraer el gas
generado con volumen conocido.
3. Extraer Helio del globo con ayuda de la jeringa de volumen conocido.
4. Llenar una jeringa a volumen conocido con aire.
5. Inyectar gas Helio por medio de la jeringa al vaso de precipitados pequeño.
6. Repetir el proceso con los otros gases.
7. Confirmar que el volumen generado dentro del matraz es el mismo que el
inyectado.
Practica No. 3:
Demostración de Ley de Amagat
Llenar un recipiente con agua, y
sumergir un vaso de precipitado
invertido.
Verter Coca Cola en un bolsa Ziploc
agitar y extraer el gas con una jeringa
Extraer el helio de globos con ayuda de
una jeringa.
Inyectar el volumen de helio sacado del
globo y de la Coca cola al vaso de
presipitado que esta en la cubeta.
Esperar a que el gas suba y se logre una
mezcla de gases, volver a revisar el
volumen
y
realizar
los
cálculos
correspondientes
RESULTADOS:
GASES
CANTIDAD DEL
GAS
CANTIDAD DE LA
MEZCLA
HELIO
10 cm3
10 cm3
CO2
10 cm3
20 cm3
AIRE (78% DE NITRGENO)
7.8 cm3
27.8 cm3
AIRE (21% DE OXIGENO)
2.1 cm3
29.9 cm3
AIRE
(1%
DESPRECIADOS)
GASES .1cm3
30cm3 TOTAL DE LA
MEZCLA
NOTA: el aire se considera un gas ideal, ya que una de las propiedades de la
mezcla de gases ideales dice: “una mezcla no reactiva de gases ideales se
considera un gas ideal”. Para efectos de la práctica consideramos al aire en
únicamente dos gases, nitrógeno y oxigeno ya que estos ocupan el mayor
porcentaje en la atmósfera y teniendo un restante de un 1% que se desprecia en
la mezcla pero que se toma en cuenta en la tabla para determinar el volumen
desplazado en el vaso de precipitados.
CONCLUSIONES:
 Al medir el volumen de los gases por medio del desplazamiento de agua
bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, mezclando los
distintos tipos de gases, se comprobó que el volumen total desplazado
corresponde a la suma de los volúmenes parciales de cada uno de los
gases.
FUENTES DE CONSULTA:
 Irving Granet P. F., Termodinámica, Ed. Prentice-Hall, 3ª ed., pp. 327-348
 Francis F. Huang, Ingeniería Termodinámica: Fundamento y Aplicación, 2ª
Edición ,Editorial: CECSA, pp. 607-613.
PRACTICA NO. 4.
LEY CERO DE LA TERMODINAMICA.
OBJETIVO:
Identificar y diferenciar los conceptos de sistema termodinámico; sistema aislado,
cerrado, abierto, adiabático, mediante la observación experimental de la ley cero
de la termodinámica.
Demostrar experimentalmente los fundamentos teóricos de la ley cero de la
termodinámica mediante el método experimental.
INTRODUCCION:
La ley cero, conocida con el nombre de la ley del equilibrio térmico fue enunciada
en un principio por Maxwel y llevada a ley por Fowler y dice:


“Dos sistemas en equilibrio térmico con un tercero, están en equilibrio
térmico entre sí”.
“Dos cuerpos están en equilibrio térmico si ambos tienen la misma lectura
de temperatura incluso si no están en contacto.”
El equilibrio térmico debe entenderse como el estado en el cual los sistemas
equilibrados tienen la misma temperatura. Esta ley es de gran importancia porque
permitió definir a la temperatura como una propiedad termodinámica y no en
función de las propiedades de una sustancia. La aplicación de la ley cero
constituye un método para medir la temperatura de cualquier sistema escogiendo
una propiedad del mismo que varíe con la temperatura con suficiente rapidez y
que sea de fácil medición, llamada propiedad termométrica.
En el termómetro de vidrio esta propiedad es la altura alcanzada por el mercurio
en el capilar de vidrio debido a la expansión térmica que sufre el mercurio por
efecto de la temperatura. Cuando se alcanza el equilibrio térmico, ambos
sistemas tienen la misma temperatura.
La Ley de Cero se basa en la observación y en su comprobación experimental.
Consideremos dos observaciones como punto de partida:
1. Si dos cuerpos están en contacto térmico por un tiempo los suficientemente
largos, ningún cambio futuro observable toma lugar y se dice que el equilibrio
térmico prevalece.
2. Dos sistemas que están individualmente en equilibrio térmico con un tercero,
estos dos están en equilibrio térmico uno con el otro; los tres sistemas tienen el
mismo valor de la propiedad llamada temperatura.
Estas ideas que relacionan la temperatura y del equilibrio térmico se expresan
formalmente en la Ley Cero de la Termodinámica:
Ley Cero: Existe para cada sistema termodinámico en equilibrio una propiedad
llamada temperatura. La igualdad de la temperatura es una condición necesaria y
suficiente para el equilibrio térmico. La Ley Cero define así una propiedad
(temperatura) y describe su comportamiento.
Es importante observar que esta ley es verdadera sin importar cómo medimos la
propiedad temperatura.
Equilibrio:
En termodinámica, se determina el estado de un sistema a través de ciertos
atributos macroscópicos susceptibles de ser medidos experimentalmente.
Estos atributos describen la condición física del sistema y están íntimamente
relacionados con las restricciones impuestas al mismo. El observador determina el
sistema termodinámico a estudiar por medio de las restricciones que impone
cuando lo elige para su estudio. Estas restricciones pueden ser de naturaleza
geométrica, mecánica o térmica.
Los atributos macroscópicos susceptibles de ser medidos experimentalmente
serán diferentes para describir diferentes sistemas físicos y podrán variar con el
tiempo. Así, diremos que un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico
cuando los valores numéricos de tales atributos, medidos experimentalmente, no
cambian con el tiempo.
Las ideas de “caliente” y “frío” han formado parte de las experiencias sensoriales
del hombre desde tiempos inmemoriales. De hecho, dos de los primeros
científicos que expresaron estas ideas fueron Leonardo da Vinci y Galileo, quienes
sabían que al contacto con un tercer cuerpo, usualmente el aire, dos o mas
cuerpos en contacto con él “se mezclaban de una manera apropiada hasta
alcanzar una misma condición”. Esta condición era alcanzada debido a la
tendencia de los cuerpos calientes a difundir su energía a los cuerpos más fríos.
Este flujo de energía es denominado calor.
Sistema termodinámico: es aquella parte del universo que es posible aislar de
manera real o imaginaria para ser sometida a estudio; se dice entonces que un
sistema termodinámico esta controlado si se conocen y se tienen bajo control al
menos 3 variables (presión, volumen y temperatura.)
Sistema abierto: es aquel que permite la entrada y salida de materia y/o energía.
Sistema cerrado: es aquel que no permite la entrada ni salida de materia
Sistema aislado: es aquel que no permite la entrada ni salida de materia y
energía.
Sistema adiabático: es aquel que no permite la entrada ni salida de calor.
Sistema anérgico: no permite la entrada ni salida de trabajo mecánico.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Material:
 Dispositivo para la ley cero de la termodinámica (caja de madera con un foco).
 Lámina metálica.
 Lámina de asbesto o (lamina para repujado).
 3 termómetros de bulbo de mercurio.
 1 cronómetro.
Procedimiento:
1. Montar un sistema termodinámico como el que se muestra en la figura.
Tomando como pared adiabática le trozo de madera y como pared diatérmica a la
hoja de aluminio.
2. Calentar la caja (encender el foco) y dejarlo encendido durante 30 minutos, al
termino de ese tiempo se dejara de calentar la caja (apagar el foco).
3. En ese momento se mide la temperatura en los tres termómetros, continuar las
mediciones de temperatura cada 2 minutos hasta que se estabilice en los tres
termómetros.
DIAGRAMA DE FLUJO:
Encender el foco, y dejar calentar la caja durante 15
minutos, con los termómetros.
Al terminar el tiempo se desconecta la caja (apagar el
foco) y se mide la temperatura de los termómetros.
Continuar con las mediciones cada 2 minutos hasta
que se estabilice la temperatura en los 3 termómetros.
Quitar la pared adiabática que separa a los sistemas 1
y 2, y continuar midiendo la temperatura cada 2
minutos.
Observar que pasa con la temperatura de los
sistemas.
RESULTADOS:
TIEMPO
(minutos)
0m.
2m.
4m.
6 m.
8 m.
10 m.
12 m.
14 m.
16 m.
18 m.
20 m.
22 m.
24 m.
26 m.
28 m.
TEMPERATURA (°C)
SISTEMA 1
31
30.5
30
30
28
28
27
27
26
26
26
26
26
26
26
TEMPERATURA (°C)
SISTEMA 2
30.5
30
30
28
28
28
27
27
26
26
26
26
26
26
26
TEMPERATURA (°C)
SISTEMA 3
76
70
66
60
54
54
48
46
44
42
41
40
39
38
36
30 m.
32 m.
34 m.
36 m.
38 m.
26
26
26
26
26
26
26
26
26
26
34
32
30
28
26
temperatura
RESULTADOS
80
70
60
50
40
30
20
10
0
SISTEMA 1
SISTEMA 2
SISTEMA 3
1
3
5
7
9
11
13
15
17
19
lecturas
CONCLUSIONES:
 Se llega a un equilibrio térmico en los tres sistemas después de un tiempo.
 Se demostró que si dos sistemas están en equilibrio térmico con un tercero
están en equilibrio térmico entre si.
 Se concluye que es posible ser comprobado y observado el concepto de la
ley cero de la termodinámica.
FUENTES DE CONSULTA:
 http://fismat.uia.mx/examen/servicios/laboratorios/fisica/pdfpracticas/TERMO/Ley%20Cero%20de%20Termodinamica.%20%20LP.pdf.
PRÁCTICA No. 4
LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA.
OBJETIVO:
Comprobar la ley cero de la termodinámica, mediante la observación experimental.
Identificar y diferenciar los conceptos de sistema termodinámico; sistema cerrado,
abierto, aislado; pared adiabática y pared diatérmica, así como equilibrio térmico.
INTRODUCCION:
Ley Cero de la Termodinámica.
Establece que si dos cuerpos se encuentran en equilibrio térmico con un tercero,
están en equilibrio térmico entre si.
Equilibrio térmico es cuando dos sustancias alcanzan una misma temperatura y no
existe transferencia de calor entre ellas.
El equilibrio térmico se presenta cuando dos cuerpos con temperaturas diferentes
se ponen en contacto, y el que tienen mayor temperatura cede calor al que tiene
mas baja, hasta que ambos alcanzan la misma temperatura.
Se dice que un sistema se encuentra en estado de equilibrio termodinámico, si es
incapaz de experimentar espontáneamente algún cambio de estado cuando está
sometido a unas determinadas condiciones de contorno, (las condiciones que le
imponen sus alrededores).
En nuestro experimento los sistemas termodinámicos A y B, están separados
entre si por una pared adiabática, pero cada un de ellos están en contacto térmico
con el tercer sistema termodinámico C a través de paredes diatérmicas. Todo el
conjunto –sistemas A, B y C-, está aislado mediante una pared adiabática.
Sistema termodinámico:
Es aquella parte del universo que es posible aislar de manera real o imaginaria
para ser sometida a estudio. La región fuera del sistema se conoce como
alrededores. La superficie real o imaginaria que al sistema de sus alrededores se
llama frontera.
Sistema abierto:
También llamado volumen de control. Es una región elegida que permite la
entrada y salida de material y/o energía.
Sistema cerrado:
Conocido también como masa de control consta de una cantidad fija de masa y
ninguna otra puede cruzar su frontera, es decir ninguna masa puede entrar o salir
del sistema cerrado. Pero la energía en forma de calor o trabajo puede cruzar la
frontera; y el volumen de un sistema cerrado no tiene que ser fijo.
Sistema aislado:
Es aquel que no tiene ninguna interacción con sus alrededores, la pared
impermeable a la materia y a cualquier forma de energía.
es
Sistema adiabático:
Es aquel que no permite que un sistema termodinámico modifique su grado
relativo de calentamiento.
Pared diatérmica:
Es aquella que si permite que un sistema termodinámico modifique su grado
relativo de calentamiento.
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Material:
 Dispositivo para la ley cero de la termodinámica (hielera).
 3 termómetros de bulbo de mercurio.
 1 cronómetro.
 1 mechero Bunsen.
 3 vasos de precipitados.
 Hielo.
 Soporte Universal.
 Anillo metálico.
 Rejilla de alambre.
 Mechero Fisher.
 1 lamina (papel aluminio).
 1 hoja de unicel.
Sustancias:
 Agua.
Procedimiento:
 En un vaso de precipitado, colocar agua del grifo y medir su temperatura (esta
va a ser nuestra medida de referencia).
 En un segundo vaso colocar agua con hielo, hasta alcanzar una temperatura de
10 °C menos que el agua a temperatura ambiente.
 En un tercer vaso de precipitado colocar agua a temperatura ambiente y
calentarla hasta que alcance 10 °C por arriba de nuestra temperatura de
referencia.
 En nuestra hielera vamos a verter en el primer compartimiento (el que tiene una
pared adiabática y una diatérmica) el agua más caliente, el agua fría va a ir en el
otro y en el compartimiento que sólo tiene una pared diatérmica va a ir el agua a
temperatura ambiente.
 Colocar un termómetro en cada uno de los compartimientos.
 En ese momento se mide la temperatura en los tres termómetros, continuar las
mediciones de temperatura cada 2 minutos hasta que se estabilice en los tres
termómetros.
 Observar cada u no de los termómetros, para determinar si se llegó al equilibrio
térmico. Anotar resultados.
DIAGRAMA DE FLUJO
En un vaso de precipitado, colocar aguay medir la temperatura, que es
la temperatura ambiente.
En un segundo vaso de precipitado calentar agua hasta que llegue a
una temperatura de 10 °C mayor a la temperatura ambiente.
En un tercer vaso de precipitado colocar agua y enfriarla hasta que su
temperatura sea de 10 °C menos a la temperatura ambiente.
En el compartimiento A se colocará el agua más caliente, en el
compartimiento B el agua enfriada y en el C el agua a temperatura
ambiente.
Colocar un termómetro en cada uno de los compartimientos y cerrar
nuestro sistema para que quede aislado.
A partir de este momento comenzaremos a medir la temperatura de
nuestros sistemas en los tres termómetros y estaremos chocándola cada
dos minutos para observar el cambio de temperatura en nuestro sistema.
Observar cada uno de os termómetros, para determinar si se llegó al
equilibrio térmico. Anotar resultados.
RESULTADOS:
Lectura
TEMPERATURA (°C)
Agua caliente
TEMPERATURA (°C)
Agua fría
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
42
40
38
36
34
32
32
32
30
28
26
26
24
22
22
4
10
11
12
13
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
TEMPERATURA (°C)
Agua a temperatura
ambiente
16
18
20
20
20
20
22
22
22
22
22
22
22
22
22
temperatura
RESULTADOS
45
40
35
30
25
20
15
10
5
0
Agua caliente
Agua fría
Agua a temperatura
ambiente
1
3
5
7
9
lecturas
11
13
15
CONCLUSIONES:
 La Ley Cero de la Termodinámica se comprobó ya que los sistemas
alcanzaron el equilibrio térmico después de aproximadamente una hora y
media.
 Se comprobó que el flujo de calor se da desde el sistema más caliente
hacia el más frió, ya que el que comenzó a una temperatura de 4 °C ,
alcanzo 22°C así como el que comenzó en 42°C bajo hasta 22 °C.
 Se comprobó que las paredes adiabáticas no permiten la transferencia de
calor con los alrededores, mientras que la pared adiabática si permite el
intercambio del mismo.
FUENTES DE CONSULTA:
 Çengel, Y. A. y Boldes, M. A. Termodinámica, México: McGraw-Hill, 4ta.
edición, 2003.
 Castellan, G. W. Fisicoquímica. México: Addison WesLey Longman,
Segunda edición, 1998.
PRÁCTICA NO. 5
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
OBJETIVO:
Demostrar lo establecido por la primera ley de la termodinámica que hace referencia
a la conservación de la energía, así mismo aplicar conceptos de procesos isotérmicos,
isobáricos e isocóricos en la práctica demostrando que la primera ley de la
termodinámica es universal.
INTRODUCCIÓN:
La primera ley de la termodinámica también conocida como principio de la
conservación de la energía, establece que aunque la energía tiene muchas formas, la
cantidad total de energía en un sistema es constante y cuando la energía desaparece
en una forma, aparece simultáneamente en otras formas. Dicho de otra manera: "La
energía de un sistema no se crea ni se destruye, sólo se transforma".
La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:
La energía es una propiedad de estado extensiva del sistema. La energía se
conserva en todas sus transformaciones.
Es decir
Para determinado cambio de estado, el cambio energético
del sistema
depende sólo de los estados inicial y final del sistema y no de la trayectoria que une
estos estados. Tanto Q como W depende de la trayectoria, pero su diferencia
es independiente de la trayectoria.
La energía interna se define como:
En termodinámica el trabajo se define como "cualquier cantidad que fluye a través de
la frontera de un sistema durante un cambio de estado y que puede usarse por
completo para elevar un cuerpo en el entorno"
El trabajo puede ser de dos formas: de expansión y de compresión. Por definición el
trabajo realizado sobre el sistema (compresión) es negativo y el trabajo realizado por
el sistema hacia los alrededores (expansión) es positivo.
El trabajo es definido como:
 Proceso Isotérmico
En un proceso isotérmico la temperatura se mantiene constante, es decir:
aplicando la primera ley de la termodinámica
Como el sistema sólo presenta cambio en Volumen, todo el calor que se le
suministre al sistema va a ser transformado en trabajo, mientras que la energía
interna valdrá cero, debido a la temperatura se mantiene constante, entonces:
 Proceso Isobárico
En laboratorio, la mayoría de los cambios de estado se efectúan con una presión
atmosférica constante, que es igual a la presión del sistema.
Aplicando la primera ley de la termodinámica a un sistema isobárico
Entonces:
 Proceso Isocórico
Si el volumen de un sistema es constante en un cambio de estado, entonces dV=0,
y la primera Ley de la termodinámica se transforma en:
Material:









2 jeringas (10 ml).
1 jeringa (20 ml).
1 vaso de precipitados (250ml).
1 soporte universal.
1 anillo metálico.
1 rejilla con asbesto.
1 mechero Fisher.
Silicón.
1 Frasco con mercurio.
Procedimiento:
Proceso isocórico.
1. Llenar una jeringa con 10 ml de Helio.
2. Sellar perfectamente la punta de la jeringa.
3. Agregar silicón al émbolo de la jeringa para evitar que éste se mueva.
4. Medir la temperatura (T1).
5. Calentar el sistema en baño maría.
6. Medir la temperatura final (T2).
7. Hacer cálculos correspondientes.
Proceso Isotérmico.
1. Llenar una jeringa con 20 ml de aire.
2. Sellar perfectamente la punta de la jeringa.
3. Medir la temperatura ambiente.
4. Pesar un frasco con mercurio.
5. Colocar el frasco sobre el émbolo.
6. Registrar el volumen (V1).
7. Retirar el frasco.
8. Registrar el volumen (V2).
9. Determinar el trabajo realizado.
Proceso isobárico.
1. Llenar una jeringa con 10 ml de Helio.
2. Sellar perfectamente la punta de la jeringa.
3. Medir la temperatura (T1).
4. Calentar el sistema en baño maría.
5. Medir la temperatura final (Tz).
6. Hacer cálculos correspondientes.
DIAGRAMA DE FLUJO
Proceso Isocórico.
1.- Llenar una jeringa con 20 ml de
Helio.
2.- Agregar silicón al émbolo de la
jeringa para evitar que éste se
mueva.
3.-Medir la temperatura (T1).
4.-Calentar el sistema en baño
maría.
5.- Medir la temperatura final.
6.- Hacer cálculos
correspondientes.
Proceso Isotérmico.
1.- Llenar una jeringa con 20 ml de
aire.
2.- Medir la temperatura ambiente.
3.- Pesar un frasco con mercurio.
4.-Colocar
émbolo.
el
frasco
sobre
el
5.- Registrar el volumen (V1).
6.- Retirar el frasco.
7.- Registrar el volumen dos.
8.- Determinar el trabajo realizado.
Proceso Isobárico.
1.- Llenar una jeringa con 10 ml de
Helio.
2.- Sellar perfectamente la punta
de la jeringa.
3.- Medir la temperatura uno.
4.- Calentar el sistema en baño
maría.
5.- Medir la temperatura final (V2)
6.- Hacer cálculos
correspondientes.
Cálculos:
Proceso isotérmico:
Temperatura constante
Aplicando la Primera Ley de la Termodinámica
Considerando al Helio como gas ideal, se trata de un proceso reversible; por lo tanto, el
trabajo y el calor están dados por:
Experimentalmente se obtuvieron los siguientes datos:
Gas utilizado: Helio
T ambiente = 22°C
T(°K) = T(°C) + 273.15
T(°K) = 22°C + 273.15
T = 295.15°K
V1 = 9 ml
V2 = 11 ml
Tomando como base de cálculo n = 1 mol
Además, R = 8.31447 J / mol K
nRT = 1 mol
8.31447 J
mol K
295.15 K = 2454.0158 J
ln (V2 / V1) = ln (0.011 / 0.009)
ln (V2 / V1) = 0.2006
Sustituyendo los datos anteriores en:
Tenemos que:
Q = W = (2454.0158 J)(0.2006) g = W =
492.4490J
mHg = 461.3g
Proceso isocórico:
Volumen constante => dV=0
Aplicando la Primera Ley de la Termodinámica
Experimentalmente se obtuvieron los siguientes datos:
Gas utilizado: Helio
V = 8.2 ml
T1 = 22 °C
T(°K) = T(°C) + 273.15
T(°K) = 22°C + 273.15
T1 = 295.15°K
T2 = 78 °C
T(°K) = T(°C) + 273.15
T(°K) = 78°C + 273.15
T2 = 351.15°K
Para T2 – T1
T2 – T1 = 351 .15 °K- 295.15 °K
T2 – T 1 = 56 °K
Debido a que el Helio es un gas monoatómico, se tiene que:
Cv = 3/2 R
Por lo tanto
Cv = (3/2) (8.31447 J/mol K)
Cv = 12.4717 J/ mol K
Además, suponiendo que n= 1 mol
Sustituyendo los datos en la ecuación,
Tenemos que:
1mol
12.4717 J
mol K
56 K
Proceso isobárico:
Presión constante.
V1 = 6 ml
V2 = 6.8 ml
T1= 22 °C= 295.15 °K
T2 = 76 °C = 349.15 K
Aplicando la primera Ley de la termodinámica, llegamos a la ecuación:
Q = nCp dT
Como se trata de un gas monoatómico, entonces Cp = 5/2 R
Q=
1 mol 5
2
8.31447 J
mol K
(349.15 -295.1 5) K
Q = 1122.45 J
CONCLUSIONES:
 Se comprobó que la primera ley de la termodinámica se cumple en todo
proceso ya que la energía que se aplica se ve reflejada ya sea en un cambio en
la energía interna o en trabajo.
 El proceso isotérmico se considera irreversible ya que al quitar
rápidamente la masa que estaba sobre el émbolo, el equilibrio del sistema se
modificó perdiendo así energía hacia el entorno.
 Puesto que las bridas en el proceso isocórico impidieron que hubiera un cambio
de volumen, podemos concluir que toda la energía interna suministrada al
sistema se invirtió en un cambio de energía interna de nuestro sistema.
 En el proceso isobárico, pudimos determinar la cantidad de energía
suministrada al sistema en virtud de que hubo un cambio de temperatura,
conocíamos el calor específico a volumen constante del helio, dado que
nuestro sistema no era adiabático, la temperatura del agua era
aproximadamente igual a la del gas dentro de la jeringa.
FUENTES DE CONSULTA:
 Gilbert Castellaa Fisicoquímica. Ed. Pearson Addison Wesley, 2a ed.,
 Cengel Yunus A, Termodinámica. Ed.Mc Graw Hill, 5a ed., 2007, 166-173pp.
PRACTICA No. 5
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
OBJETIVO:
Demostrar prácticamente la primera Ley
la expansión de un gas.
de la Termodinámica, por medio de
INTRODUCCIÓN:
Para poder entender mejor la primera Ley de la Termodinámica, es necesario
recordar, que es energía (y sus formas), calor y trabajo.
Energía: capacidad para realizar trabajo.
La energía no es un ente físico real, ni una "sustancia intangible" sino sólo un
número escalar que se le asigna al estado del sistema físico, es decir, la
energía es una herramienta o abstracción matemática de una propiedad de los
sistemas. Podemos medir las interacciones en el cambio de energía de un
sistema, como su velocidad, su temperatura, su carga eléctrica. Debe quedar claro
que la energía es una propiedad y sus diferentes manifestaciones es lo que
comúnmente llamamos diferentes formas de energía.
Algunas formas de la energía son:
Energía cinética: se define como la energía asociada al movimiento. Esta
depende de la masa y de la velocidad según la ecuación:
Energía potencial: se define como la energía determinada por la posición de los
cuerpos. Esta energía depende de la altura y el peso del cuerpo según la ecuación.
Ep = m * g * h = P * h
La energía cinética y potencial son formas de en la que la energía se puede
encontrar, estas formas de energía se originan por la posición y el movimiento de
un sistema en conjunto, y se conocen como la energía externa del sistema. Sin
duda, un tema muy importante en la termodinámica es analizar la energía interior
de la materia, energía asociada con el estado interno de un sistema que se llama
energía interna. Cuando se especifica un número suficiente de coordenadas
termodinámicas, como por ejemplo, temperatura y presión, se determina el estado
interno de un sistema y se fija su energía interna.
Calor: El calor es una forma de transferencia de energía debido únicamente a la
diferencia de temperatura, en pocas palabras es la degradación universal de la
energía.
• La transferencia de calor puede alterar el estado del sistema.
• Los cuerpos "no contienen" calor; el calor es energía en tránsito y se
identifica mientras ésta pasa a través de los límites del sistema.
• La cantidad de calor necesaria para ir de un estado a otro es dependiente de
la trayectoria.
• Los procesos adiabáticos son aquellos en los que no se transfiere calor.
La convención de signos utilizada para una cantidad de calor Q es:
• El calor que entra de los alrededores al sistema es positivo.
• El calor cedido del sistema a los alrededores es negativo.
Trabajo:
El trabajo se determina mediante la siguiente ecuación:
Primera Ley de la Termodinámica:
También llamada como principio de la conservación de la energía.
"Aunque la energía tiene muchas formas, la cantidad de la energía desaparece
en una forma, aparece simultáneamente en otras formas."
En otras palabras:
"La energía no se crea ni se destruye solo se transforma"
Ecuación matemática:
Cambios finitos:
Cambios infinitesimales: dU = dQ + dW
Considerando un sistema en el que se vean alterados otros parámetros de
energía la ecuación se representa de la siguiente manera:
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Material:







1 matraz Erlenmeyer de 200ml.
1 jeringa de 5ml.
1 tapón horadado.
1 mechero Fisher.
1 soporte universal.
1 rejilla de asbesto.
1 anillo metálico.
Sustancias:
 Agua.
Procedimiento:
1.
2.
3.
4.
5.
En un matraz Erlenmeyer de 200ml, colocar 100ml de agua y tapar.
Colocar la jeringa sobre el tapón.
Colocar el sistema al mechero hasta observar un aumento de volumen.
Anotar resultados y calcular con ellos el trabajo.
Realizar el procedimiento 4 veces.
DIAGRAMA DE FLUJO
En un matraz Erlenmeyer de
200ml, colocar 100ml de agua y
tapar.
Colocar la jeringa sobre el tapón.
Colocar el sistema al mechero
hasta observar un aumento de
volumen.
Anotar resultados y calcular con
ellos el trabajo. Realizar el
procedimiento 4 veces.
Resultados:
NO. DE
EXPERIMENTO
1
PRESIÓN
(Kpa)
74.5752
2
74.5752
3
74.5752
4
74.5752
VOLUMEN (cm3)
0
5.3
0
6.0
0
5.5
0
5.9
1
2
1
2
1
2
1
2
TEMPERATURA
(°C)
74
84
79
82
Tomando en cuenta que la presión que se opone al sistema es la de Toluca, es
decir, 0.736atm se realiza una transformación de atm. A Kpa.
Cálculos:
Tomando la ecuación:
CONCLUSIONES:
 Se demostró la Primera Ley de la Termodinámica mediante la construcción
de un dispositivo, tomando como referencia un pistón, del cual se obtuvo
trabajo realizado por el sistema hacia sus alrededores, es decir, que hubo
un trabajo de expansión.
 Con ello se dice que toda la energía en forma de calor no se creo ni se
destruyó solo se transformo en trabajo. Entonces se dice que:
FUENTES DE CONSULTA:
 http://fismat.uia.mx/examen/servicios/laboratorios/fisica/pdfpracticas/TERMO/Ley%20Cero%20de%20la%20Termodinamica.%20%2
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