PRÁCTICA 6B:

Cinética química

OBJETIVO: Estudiar el influjo de la concentración sobre la velocidad de reacción.
INTRODUCCIÓN:

Una reacción química sucede cuando los reactivos (las sustancias que mezclas) se recombinan, o cambian la forma en que se estructuran de algún modo. Hoy queremos que pienses sobre cómo le afecta a la velocidad de reacción tener más o menos reactivo. La concentración es otra forma de indicar la cantidad de sustancia de una disolución.

Cuando añadimos Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) a HCl (ácido clorhídrico), la disolución, que  comienza siendo transparente, se enturbia hasta volverse opaca a causa de la formación de azufre:

 Por lo tanto, si miramos algo a través de la disolución, tras un cierto tiempo, no seremos capaces de verlo, a causa del azufre, y eso nos permite estimar la velocidad de reacción.

Para explicar cómo afecta la concentración a la velocidad de reacción,  usamos la teoría de colisiones, que establece que, para que reaccionen, los reactivos deben chocar entre sí, de modo que cuantas más colisiones por segundo, más rápida es la reacción.


MATERIALES:
• Vaso de precipitados de 100 mL con disolución 0.25 M de tiosulfato de sodio
• Vaso de precipitados de 100 mL con disolución 0.10 M de ácido clorhídrico
• Matraz erlenmeyer de 100 mL
• Un papel cuadrado de 15 x 15 cm
• 2 probetas de 50 mL
• Regla
• Cronómetro
• Gafas de seguridad
• Rotulador

SEGURIDAD:
• Usa gafas de seguridad.

PROCEDIMIENTO:
1. Colócate las gafas de seguridad y no te las quites hasta que termines de trabajar con el ácido al final de la práctica.
2. Asegúrate de tener en la mesa todos los materiales de la lista anterior.
3. Dibuja con el rotulador una cruz claramente visible en el centro del papel y coloca el erlenmeyer encima.
4. Con ayuda de la probeta, mide 50 mL de Na2S2O3, y viértelos en el erlenmeyer.
5. CON LA OTRA PROBETA mide 10 mL de ácido y añade agua hasta 50 mL.
6. Añade el ácido al Erlenmeyer, AL MISMO TIEMPO que accionas el cronómetro.
7. Mira verticalmente a través del Erlenmeyer la cruz, y detén el cronómetro cuando dejes de verla.
8. Limpia el Erlenmeyer con agua y repite los pasos 4 a 7 usando 20, 30, 40 y 50 mL de HCl.
9. Limpia todo el material con agua y déjalo escurrir o en la mesa, donde diga el Profesor.

TAREAS:
Tabla: Datos en bruto de la velocidad de reacción y sus factores

Volumen de HCl (mL)	Tiempo (s)	Concentración (Mol/L)	Velocidad (S-1)
10	91	0.02	0.011
20	57	0.04	0.018
30	39	0.06	0.026
40	27	0.08	0.037
50	23	0.1	0.043

Gráfica:

CONCLUSIÓN:
En esta práctica de laboratorio hemos investigado sobre la velocidad de reacción del ácido clorhídrico y el tiosulfato de Sodio y como la concentración del ácido influye en ella. Para ello hemos tomado valores de: volumen de HCl y el tiempo que tarda en reaccionar y a continuación hemos calculado la concentración de HCl en cada caso y la velocidad de reacción haciendo la inversa del tiempo.
Todos los datos que hemos utilizado para calcular la concentración están recogidos en la tabla mostrada anteriormente. La fórmula que hemos utilizado para ello ha sido la siguiente:
[HCl]=N/V(L)
Podemos decir que aparte de nuestra tabla hemos realizado una gráfica donde hemos recogido los resultados de la concertación frente a la velocidad de una forma más organizada y donde se puede observar mejor su tendencia. Creemos que hemos obtenido unos buenos resultados debido a que nos ha salido una tendencia lineal con un buen valor de R (0,9912).
Gracias a esta tendencia, podemos concluir que: Cuanta más concentración mayor velocidad de reacción.
Esta conclusión va acorde con la hipótesis que tuvimos en un principio, la cual decía que a mayor concentración de HCl más rápida será la reacción, llegamos a esta guiándonos por la lógica y con este experimento la hemos podido reforzar.

EVALUACIÓN:

Problema	Posible solución
La vista humana no es exacta, por lo tanto se sabe correctamente cuando desaparece la cruz.	Para intentar mejorar este problema hemos controlado que siempre sea la misma persona la que observa cuando desaparece la cruz, de esta forma este error sería sistemático y afectaría por igual a todos los resultados.
Solo hemos realizado una prueba con cada concentración, de esta forma afecta a la precisión de los resultados ya que solo tenemos un valor.	Para poder mejorar esta precisión podemos realizar varias pruebas por cada concentración y finalmente calcular la media con su desviación estándar.
También puede influir en el resultado la coordinación entre el cronometrador y la persona que vierte el ácido en el Erlenmeyer. Afectando así a la precisión del tiempo cronometrado.	Para mejorar este problema hemos controlado que siempre sean las mismas personas las que realicen esta parte del experimento. .
Otro problema que podemos encontrar es el hecho de que se derrame líquido y afecte a la concentración de la reacción.	No hay otra solución que tener cuidado a la hora de verter los dos líquidos.
El hecho de que calculemos la cantidad de líquido a ojo, también puede llevar a error, puesto que las medidas no serían precisas.	Podemos usar una pipeta de volumen graduable para tener las medidas lo más exactas posibles.

DETERMINACIÓN DE R

OBJETIVOS: Medir experimentalmente la constante de los gases R.

MATERIALES:

• Tubo graduado
• Tapón agujereado
• Alambre de cobre
• Magnesio
• Ácido clorhídrico comercial
• Termómetro
• Vaso de precipitados grande

SEGURIDAD:

• No usar lentillas al manejar el ácido.
• Usa gafas de seguridad y guantes para manejar el ácido.
• El ácido clorhídrico comercial es fumante (desprende vapores de HCl). Evitar inhalarlo. Si es preciso, manejarlo bajo campana de gases o en lugar bien ventilado.
• El ácido clorhídrico es corrosivo, en caso de contacto con la piel, lavar con agua abundante.

PROCEDIMIENTO:

1. Pesa uno de los trozos de magnesio en la balanza analítica. Si se aprecia signos de óxido (no está brillante y limpio), introducirlo brevemente en un poco de ácido clorhídrico:agua 1:1 para eliminarlo, enjuagarlo con agua y secarlo con papel antes de pesarlo.
2. Engánchalo al hilo de cobre.
3. Llena el vaso de precipitados grande con agua.
4. Vierte unos 2 mL de ácido clorhídrico concentrado en el tubo graduado.
5. Llénalo hasta arriba con agua, vertiendo ésta lentamente para evitar en lo posible la mezcla y difusión del clorhídrico concentrado, que, por su mayor densidad, permanecerá en el fondo del tubo.
6. Coloca el tapón agujereado al tubo, haciendo que el trozo de magnesio enganchado al hilo de cobre quede dentro  del tubo, y fijado por el tapón.
7. Invierte rápidamente el tubo e introdúcelo en el vaso de precipitados anteriormente llenado con agua.
8. Deja que la reacción transcurra: el gas liberado se acumula dentro del tubo, desplazando al agua, y posibilitando su medida.
9. Una vez terminada la reacción, nivel el tubo verticalmente para hacer que el nivel del agua dentro y fuera coincidan. En ese momento, anota el volumen marcado por el gas en el tubo. Anota también la temperatura del agua y la presión atmosférica, que coincide con la del gas del interior del tubo.
10. Los líquidos pueden tirarse por el desagüe.
11. Repite el experimento completo con otros dos trozos de magnesio.

REACCIÓN PRODUCIDA:

La reacción que tiene lugar entre el magnesio y al ácido clorhídrico es:

2HCl  +Mg=  H₂(gas)+ MgCl₂

Básicamente lo que significa es que cuando reaccionan dos moléculas de ácido clorhídrico con un átomo de magnesio, se produce hidrógeno por un lado y cloruro de magnesio por otro. En este experimento, al estar el HCl (ácido clorhídrico) en el agua, el hidrógeno que se produce en la reacción, al ser un gas, se va hacia arriba, y el MgCl₂ (cloruro de magnesio), al ser un enlace iónico, es soluble en agua, y por lo tanto no se ve a simple vista dónde está, pero en realidad está en el agua.

FÓRMULA PARA CALCULAR R:

Partiendo de la ecuación de los gases comunes:

P·V=n·R·T

Tenemos que la fórmula utilizada para averiguar R es :

(P·V)/(n·T)=R

RESULTADOS:

Tabla del valor de R según sus cualidades y de su entorno. Estas cualidades son las que están recogidas en la fórmula de los gases perfectos.

CALCULOS NECESARIOS:

Para poder obtener el valor de R, basta con aplicar la fórmula [(P·V)/(n·T)]. Por lo tanto, los cálculos que hemos realizado son:

Experimento 1: R= (9.737 · 0,0125) / (0,000510288 · 293) = 0,082

Experimento 2: R= (9.737 · 0,0126) / (0,000469136 · 293) = 0,090

Experimento 3: R= (9.737 · 0,0106) / (0,000444444 · 293) = 0,080

CONCLUSIÓN Y EVALUACIÓN:

En esta práctica de laboratorio hemos realizado un experimento en el que hemos puesto a prueba la ley de los gases perfectos, de forma que hemos tomado los valores que se necesitan (presión, temperatura, moles y volumen) para poder utilizar la ecuación de los gases perfectos excepto el valor de la constante R, para averiguarlo a partir de la ecuación. Para ello hay que despejar la R en la ecuación original (P·V=n·R·T), de forma que se quedaría así: (P·V)/(n·T)=R

Todos los datos necesitados para calcular R están recogidos en una tabla, la cual hemos visto anteriormente. Como podemos ver en nuestra tabla, los  resultados que se obtienen mediante la fórmula R=(P·V)/(n·T), donde “R” es el constante de los gases, claramente, no son iguales al valor real (R=0,082), el cual hemos averiguado gracias a nuestra investigación. Esto se debe a que es muy difícil obtener durante un experimento unos valores totalmente exactos. Como es obvio, hemos tenido que calcular todos los valores de R antes de presentarlos en nuestra tabla. Estos cálculos los podemos ver anteriormente, los resultados de los mismos fueron: 0.082 (exacto y por lo tanto el más correcto), 0.090 (inexacto y muy poco preciso, ya que tiene mucho error) y 0,080 (muy preciso, ya que no tiene apenas error). Como se puede ver en nuestra tabla, los resultados que hemos obtenido son muy precisos ya que hay muy poca desviación entre nuestros resultados, de hecho, nuestro error es de un 2,4%, al cual hemos llegado calculando el error absoluto (valor obtenido – valor exacto = 0,084 - 0,082 = 0,002); tras eso, se calcula el valor relativo (error absoluto/valor exacto = 0,002/ 0,082 = 0,024), y finalmente, se multiplica el error relativo por 100 para obtener el valor porcentual (2,4%).

A mí, siempre me gusta realizar una gráfica para cada experimento, y de esa forma ver los resultados del experimento de una forma diferente y, muchas veces, más clara, pero esta vez no ha podido ser así, ya que en este experimento hay más de una variable independiente, y en una gráfica solo puede haber una variable independiente y una variable dependiente.

También hemos realizado una pequeña investigación sobre esta ley, y sobre los resultados que deberíamos haber obtenido, para así comparar la teoría y los resultados de la ley de los gases perfectos con nuestros resultados. Y también para saber cuál es la reacción que ocurre entre el magnesio y el ácido clorhídrico (2HCl  +Mg=  H₂(gas)+ MgCl₂). Además, investigamos los resultados que obtuvieron otras personas y vimos que estos habían obtenidos unos datos parecidos a los nuestros, por lo que creo que sería muy difícil que tantas personas se equivocasen en los mismo tras realizar un mismo experimento, ya que una persona se puede equivocar pero sería demasiada casualidad que tantas lo hiciesen.

En conclusión, hemos aprendido que existen varias leyes de los gases y que una de ellas es la ley de los gases perfectos, la cual establece que la presión, la temperatura, el volumen y los moles influyen en el valor de la constante R.

El método que hemos utilizado es claro y fácil de hacer, por  eso, creemos que no hemos cometidos fallos y hemos obtenidos una resultados correctos. Aún así hay cosas que se podrían mejorar. Por lo tanto, para ver mejor los puntos fuertes y los puntos débiles del método y las posibles soluciones para el mismo, hemos realizado una tabla de doble entrada, en la cual se pueden ver mucho mejor cuales son estos:

PUNTOS FUERTES	PUNTOS DÉBILES CON POSIBLES SOLUCIONES
Se utiliza un vaso de precipitados lleno de agua para poder medir posteriormente el volumen del gas.	Al comprobar el volumen del gas dentro del agua, ya que para eso hace falta alinear la cantidad de gas que se encuentra en el tubo de ensayo con el agua que hay en el exterior del tubo, y entonces la vista humana puede fallar de forma que se falle en unos milímetros. La única solución que existe para este problema sería utilizar una máquina que pudiese medir el volumen de un gas dentro de un tubo, pero creemos que eso no existe.
Se miden todas las variables del experimento antes de que se realice el experimento.	Al introducir el agua en el tubo de ensayo, puede que se produjese una mezcla de esta con el ácido clorhídrico, algo que se debe evitar para que el experimento salga correctamente. La solución a este problema es verter el agua lo más lentamente posible.
Es un experimento muy fácil de hacer y muy poco peligroso.	La cantidad de ácido clorhídrico que se ha utilizado, ya que este proceso se hizo a ojo, y por lo tanto, la cantidad de ácido clorhídrico utilizado en cada experimento variaba. La solución a este problema es medir por separado la cantidad de ácido clorhídrico antes de introducirlo en el tubo de ensayo.

REFERENCIAS:

·      Propiedades del aire. Leyes de los gases perfectos.. (2016). E-ducativa.catedu.es. Retrieved 28 November 2016, from http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1108/html/1_propiedades_del_aire_leyes_de_los_gases_perfectos.html

·      325 Leyes de los gases con materiales caseros. (2016). Fq-experimentos.blogspot.com.es. Retrieved 28 November 2016, from http://fq-experimentos.blogspot.com.es/2014/12/325-leyes-de-los-gases-con-materiales.html

·      Leyes de los gases. (2016). Educaplus.org. Retrieved 28 November 2016, from http://www.educaplus.org/gases/ley_gaylussac.html

Practica nº2

PRACTICA Nº2 – LEYES DE LOS GASES

OBJETIVOS: Obtener la expresión matemática de una de las leyes de los gases ideales.

MATERIALES:

• Tubo de Schlenk
• Caperuza con conexión al sensor de presión
• Sensor de presión
• Sensor de temperatura
• LoggerPro o interfaz al PC
• Molde de bizcocho
• Placa calefactora con agitador magnético

SEGURIDAD:

• Usa gafas de seguridad.
• La placa calefactora puede calentarse mucho. Ten cuidado para evitar quemaduras.

PROCEDIMIENTO:

1. Engrasa las conexiones del tubo de Schlenlk. Coloca la llave en posición cerrada y pon la caperuza al tubo.
2. Conecta el sensor de presión al tubo de Schlenk.
3. Conecta ambos sensores al LoggerPro o al PC.
4. Llena con agua el molde e introduce en posición horizontal el tubo de Schlenk.
5. Introduce el sensor de temperatura en el agua.
6. Conecta la agitación magnética.
7. Comienza a adquirir datos a razón de un dato cada 5 segundos durante unos 10 minutos.
8. Enciende la calefacción, controlando que la temperatura no suba demasiado rápidamente. Si la temperatura llega a unos 80 ºC, apaga la calefacción y detén el experimento.
9. Una vez acabado el experimento, desmonta los elementos del tubo de Schlenk, eliminando los restos de vaselina con papel de filtro.

VARIABLES:

Variable dependiente: Las variables dependientes son aquellas que cambian por causa de un factor externo, por lo tanto, la variable dependiente de este experimento es la presión, ya que es esta la que varía según cambia la temperatura (variable independiente). Para medirla instalaré un sensor de presión en el “cacharro” montado con todos los elementos nombrados en los materiales, y utilizaré una caperuza con conexión al sensor y al ordenador para que los datos quedasen recogidos directamente en el mismo.

Variable independiente: Las variables independientes son aquellas que causan un cambio en las variables dependientes, por lo tanto, la variable independiente de este experimento es la temperatura a la que esté sometido el gas, ya que es lo que hace variar a la presión (variable dependiente). Para medirla, utilizaré un sensor de temperatura (cronómetro) que también estará conectado al “cacharro” creado y que también estará conectado al ordenador para que los datos se recogiesen a la vez que los datos de la presión del gas. Para que los datos de la presión y la temperatura del gas queden bien recogidos utilizaremos el Logger-Pro, un programa para el ordenador que recoge todos los datos.

Variables controladas: Las variables controladas son aquellas que hay que controlar para que no afecten al resultado del experimento, por lo tanto, las variables controladas de mi experimento son el volumen del tubo de Schlenk, ya que la ley de Gay-Lussac dice que el volumen debe ser constante porque si no, la presión no cambiaría a la vez de la temperatura; el gas utilizado debe ser el mismo, ya que como sabemos, cada elemento químico tiene su propia masa molecular, y si cambiamos el aire del tubo de Schlenk en medio del experimento, es prácticamente imposible que se vuelva a introducir aire con la misma masa molecular; el tiempo que se tarda en recoger cada resultado, ya que si se tarda más tiempo en recoger un resultado, los datos recogidos será diferentes; y la cantidad de gas que haya dentro del tubo de Schlenk, ya que mientras más masa, más presión ejerce el gas.

RESULTADOS:

Tabla de la temperatura frente a la presión del aire:

Gráfica de la temperatura del aire frente a la presión del aire:

LEY DE GAY-LUSSAC:

La ley comprobada en este experimento es la de Gay-Lussac, la cual establece la relación entre la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. Gay-Lussac establece que la presión del gas es directamente proporcional a la temperatura del mismo, por lo tanto, si aumentamos la temperatura a la que se encuentra el gas también aumentará la presión del mismo. Por el contrario, si disminuimos la temperatura del gas, la presión del mismo también disminuirá.

Esto ocurre porque al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven de forma más rápida, y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir, aumenta la presión que el gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene, ya que el volumen del recipiente es fijo y por mucha presión que se ejerza sobre él no va a cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del experimento, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor, por lo tanto su fórmula es:

P/T= K, siendo P la presión del gas, T la temperatura y K el número que sale al dividir la presión entre la temperatura y que debe ser constante.

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P₁ y a una temperatura T₁ al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T₂, entonces la presión cambiará a P₂, y se cumplirá:

P₁/T₁ = P₂/T₂

Podemos comprobar esta teoría con 4 de los datos obtenidos:

Min 0 à 102,3268 : 23,16584 = 4,4171

Min 5 à 102,9501 : 27,10778 = 3,7979

Min 10 à 103,5892 : 31,21785 = 3,3183

Min 15 à 104,0311 : 35,07319 = 2,9661

Como podemos ver estos resultados no coinciden con la ley de Gay-Lussac, pero esto se debe a la fuga del tubo de Schlenk, aun así, tampoco hay mucho error, ya que el cociente de la presión entre la temperatura es más o menos parecido en todos los casos.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, por lo tanto, al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.

Esta ley fue nombrada por Joseph Louis Gay-Lussac en el año 1800, por lo que es muy difícil que sea errónea ya que lleva más de 200 años vigente como una de las principales leyes de los gases. De esta forma, nuestros resultados deberán estar acorde con esta ley para que estén correctos.

Este experimento que hemos realizado ha sido el correcto para comprobar la ley de Gay-Lussac, ya que como podemos ver, las variables del experimento son las mismas que utilizó Gay-Lussac para llegar a la conclusión de que la presión y la temperatura de un gas son directamente proporcionales.

CONCLUSIÓN:

En esta práctica de laboratorio hemos realizado un experimento en el que hemos puesto a prueba la ley de Gay-Lussac, de forma que hemos tomado unos resultados temperatura-presión para saber si es verdad que son directamente proporcionales, es decir para saber si es verdad la ley de Gay-Lussac. Para poder decidir si es correcta o no la ley de Gay-Lussac se debe tener una gran cantidad de resultados, por ello, hemos recogido más de 40 datos en 15 min, de forma que se pueda ver más detalladamente como varían la presión y la temperatura, todos esos datos están recogidos en una tabla donde se ve claramente como varía la presión según la temperatura.

Además, hemos realizado una gráfica con los mismos datos que la tabla para poder ver la relación entre la presión y la temperatura de un gas de otra forma, en la que para nuestro gusto, es mucho más fácil de ver. La línea de tendencia de nuestra gráfica es ascendente, esto quiere decir que la presión, a la vez que la temperatura, aumenta, por lo que nuestros resultados van acorde con los de Gay-Lussac.

También hemos realizado una pequeña investigación sobre esta ley y sobre los resultados que debería salir, para así comparar la teoría y los resultados de la ley de Gay-Lussac con nuestros resultados para así comprobar si es verdad lo que dijo Gay-Lussac. Además, hemos investigado sobre esa ley para establecer una relación entre las variables que utilizó Gay-Lussac para realizar su experimento y las que hemos utilizado nosotros y, como podemos ver eran las mismas, y no solo eso, también los resultados estaban a favor de la ley de Gay-Lussac.

Además, investigamos los resultados que obtuvieron otras personas y vimos que estos habían obtenidos los mismos datos, por lo que creo que sería muy difícil que tantas personas se equivocasen en los mismo tras realizar un mismo experimento, ya que una persona se puede equivoca pero sería demasiada casualidad que tantas lo hiciesen.

En conclusión, hemos aprendido que varias leyes de los gases y que una de ellas es la ley de Gay-Lussac, la cual establece que la presión y la temperatura de un gas son directamente proporcionales, de forma que si una de ellas aumenta, la otra también.

EVALUACIÓN:

Creemos que los resultados obtenidos son correctos, ya que como he dicho anteriormente, hemos comparado nuestros resultados con los de científicos profesionales, y siempre hemos tenido los mismos resultados que ellos. Además, se podría decir que nuestros resultados son compatibles con nuestra hipótesis, ya que aunque no tengamos una hipótesis figurada, se podría decir que nuestra hipótesis sea la ley de Gay-Lussac, y de ese modo nuestros resultados van acorde con ella.

El método que hemos utilizado es claro y fácil de hacer, por  eso, creemos que no hemos cometidos fallos y hemos obtenidos una resultados correctos. Por mucho que hemos pensado, no hemos encontrado ningún defecto al método, por lo que poco se podría cambiar en este experimento salvo los materiales utilizados, ya que estos han sido las fuentes de error. Comenzando por el tubo de Schlenk, el cual tenía una fuga; el calentador del agua, el cual no calentaba lo suficiente o a la rapidez necesaria; y el tarro den el que se encontraba el agua que se calentaba, el cual era demasiado grande.

Para ver mejor los puntos fuertes y los puntos débiles del método y los materiales utilizados, hemos realizado una tabla de doble entrada, en la cual se pueden ver mucho mejor cuales son estos:

PUNTOS FUERTES	PUNTOS DÉBILES
Se han obtenido muchos resultados.	Tubo de Schlenk con fuga.
Buen programa del ordenador para apuntar los datos.	Tarro que contiene el agua demasiado grande, tanto que impide que el agua se caliente rápido.
Datos compatibles con la ley de     Gay-Lussac.	Calentador del agua no lo suficientemente fuerte o rápido.

La solución a estos problemas es muy simple, ya que al ser la gran mayoría de los problemas debido a los materiales, solo haría falta cambiarlos por unos que funcionasen mejor.

Creo que la tabla tiene un buena forma y está muy bien estructurada, ya que en ella se pueden ver todos los resultados obtenidos de un forma clara, ordenada y sencilla, por lo tanto más fácil de entender. Lo mismo digo de la gráfica, ya que creo que los ejes están situados de forma correcta y la línea de tendencia va aumentando, justo como debía ser.

Tras realizar el experimento, quedamos un día para realizar la investigación en la biblioteca del colegio y realizar la mayor parte del informe, pero como no nos dio tiempo a terminarlo entero, hicimos una serie de video llamadas para terminar las partes informe que nos faltaban y realizar la conclusión y la evaluación entre los dos.

REFERECIAS:

·      Ley de Gay Lusacc Informe II[1]. (2016). Scribd. Retrieved 20 November 2016, from https://es.scribd.com/doc/178287072/Ley-de-Gay-Lusacc-Informe-II-1

·      Ley de Gay-Lussac. (2016). Juntadeandalucia.es. Retrieved 20 November 2016, from http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centros-tic/14002996/helvia/aula/archivos/repositorio/0/236/html/Leyes%20de%20los%20gases/material/ley_gaylussac.html

·      Leyes de los gases. (2016). Educaplus.org. Retrieved 20 November 2016, from http://www.educaplus.org/gases/ley_gaylussac.html