FORMATO DE INFORME DE LABORATORIO

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FÍSICA 2

(CE-90)

FORMATO DE INFORME DE LABORATORIO

Sobre la calificación del Informe

El informe tiene cinco rubros generales:        

Presentación: Sobre la presentación del informe (formato establecido)         (2,0 puntos)

Marco Teórico: Objetivos y fundamento teórico (y bibliografía)        (1,5 puntos)

Procedimiento experimental: Materiales y procedimiento experimental         (1,5 puntos)

Análisis de resultados: Datos experimentales y análisis de datos        (5,0 puntos)

Conclusiones: Conclusiones y sugerencias        (3,0 puntos)

DATOS GENERALES DEL INFORME

Responsable del equipo de laboratorio:

Integrantes del equipo:

Integrante Nº1:

Integrante Nº2:

Integrante Nº3:

Integrante Nº4:

Título del laboratorio:

MEDICIÓN DE LA DENSIDAD DEL AIRE

1. MARCO TEÓRICO

1. Objetivos generales

• Determinar la densidad del aire.
• Comprobar la ecuación general de los gases ideales.

1. Fundamento teórico  

1.  Masa Molar.- La masa molar es la masa de un mol de una substancia, la cual puede ser un elemento o un compuesto. Un mol es una unidad del Sistema Internacional de unidades. Representa un número de átomos, moléculas o más generalmente de partículas. Este número, llamado de Avogadro, es muy grande: NA = 6,022 x 1023. Está perfectamente adaptado a los cálculos químicos. Es en efecto más fácil de manipular 0.5 mol de átomos en lugar de 300 miles de millones de millones de átomos, aún si éstas cifras representan la misma cosa. (LOBO R., 2010)

• La masa molar atómica es la masa de un mol de átomos.
• La masa molar molecular es la masa de un mol de moléculas.

1. Número de Moles.- El número de moles n de una sustancia se relaciona con su masa m a través de la expresión.

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Donde M es la masa molar de la sustancia. La masa molar de cada elemento químico es la masa atómica expresada en gramos por cada mol. Un mol de cualquier sustancia es aquella cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro NA = 6,022 x 1023 de partículas constituyentes (átomos o moléculas). (SERWAY, 2008)

1. Proceso Isotérmico.- Se denomina proceso isotérmico o proceso isotermo al cambio de temperatura reversible en un sistema termodinámico, siendo dicho cambio de temperatura constante en todo el sistema. La compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato es un ejemplo de proceso isotermo, y puede llevarse a cabo colocando el gas en contacto térmico con otro sistema de capacidad calorífica muy grande y a la misma temperatura que el gas; este otro sistema se conoce como foco caliente. De esta manera, el calor se transfiere muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo. Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta permanece constante en la expansión isoterma, el calor tomado del foco es igual al trabajo realizado por el gas: Q = W. (GONZALES, 2004)

1. Ley de 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). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial, grados Rankine.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

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Donde:

: Presión del gas (Pa)[pic 4]

 Volumen que ocupa (m3)[pic 5]

 Número de moles (mol)[pic 6]

 Constante universal de los gases ( [pic 7][pic 8]

 Temperatura absoluta (K)[pic 9]

(SEARS & Otros, 2004, p. 686)

Ningún gas es ideal. Si la distancia intermolecular en un gas es lo suficientemente grande, se podrá despreciar la interacción entre estas (fuerzas de Van der Waals), esto se puede simular si la densidad del gas es baja (baja presión del gas). En el interior de un gas, real o no, las moléculas tienden a colisionar; en ese instante la distancia entre las moléculas ya no es grande pero si la rapidez de colisión es lo suficientemente alta se puede despreciar la fuerza de interacción que aparece entre las moléculas, para que la rapidez de las moléculas sea grande la temperatura debe ser elevada.

(SEARS & Otros, 2004, A7)

1. Ley de Boyle

Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande, es decir aumenta su volumen, siendo ésta la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de un gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico Robert Boyle (1627 - 1697) fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. (SEARS & Otros, 2004)

1. Ley de Charles

Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823).

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