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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
Facultad de Química e Ingeniería Química
Departamento Académico de Fisicoquímica
Laboratorio de Fisicoquímica I
GASES
PROFESOR:
GARCÍA VILLEGAS, VÍCTOR
INTEGRANTES:
1. ALVARADO HUANCA, MANUEL AUGUSTO 13070026
2. ECHEVARRIA URBIZAGASTEGUI, ENZO EDER 13070169
FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: 30 DE SEPTIEMBRE
FECHA DE ENTREGA DE INFORME: 7 DE OCTUBRE
Lima-Perú
MAR10FQ1-A
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GASES UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA)
2014-II
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GASES UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA)
Contenido
INTRODUCCIÓN............................................................................................................................2
RESUMEN........................................................................................................................................3
FUNDAMENTOS TEORICOS.......................................................................................................4
GASES:............................................................................................................................................4
DENSIDAD DE LOS GASES Y SUS PESOS MOLECULARES:.................................................................5
CAPACIDAD CALORÍFICA:................................................................................................................5
MATERIALES Y REACTIVOS.......................................................................................................7
DETERMINACION EXPERIMENTAL...........................................................................................8
1.- DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE GASES POR EL METODO DE VICTOR MEYER.................8
2.- RELACION DE CAPACIDADES CALORIFICAS POREL METODO DE CLEMENT Y DESORMES..........9
CALCULOS Y RESULTADOS.....................................................................................................11
DISCUSIÓN DE RESULTADOS.................................................................................................14
CONCLUSIONES..........................................................................................................................15
CUESTIONARIO...........................................................................................................................16
BIBLIOGRAFÍA..............................................................................................................................18
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INTRODUCCIÓN
En la práctica es más difícil medir la densidad de un gas que la de un
líquido, ya que para este último fluido, existen muchos métodos que nos
permite obtener resultados muy semejantes a la realidad.
Y en efecto, los químicos en la antigüedad despreciaban tomar en consideración la masa de los gases producidos en sus experimentos.
A pesar de las dificultades a la conllevaría medir tanto las capacidades caloríficas de un gas, como la densidad, en este experimento se ha de poder determinar dichas propiedades mediante dos métodos. Para hallar la densidad, usaremos el método Víctor Meyer. En tanto para la capacidad calorífica usamos el método Clement y Desormes. Métodos útiles para trabajar con gases.
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RESUMEN
La práctica realizada acerca de gases, tiene como objetivo el estudio de sus principales propiedades, tales como densidad y capacidad calorífica.
Las condiciones a las cuales se trabajó fueron las siguientes:
Temperatura ambiente 19°C, Presión barométrica 756 mmHg y con
96% de humedad.
En densidad de gases obtuvimos los siguientes resultados:
P´b = 755.3 mmHg, un volumen corregido a condiciones normales:
9.99ml; con estos cálculos se hallaron 2 densidades: Densidad teórica:
5.649 g/L y densidad experimental: 5.415g/L. Hallándose un % error de
4.14%.
En capacidades caloríficas los siguientes datos:
Cp/Cv = 1.51 experimental; y un teórico = 1.4, comparando ambos
valores se halla también un porcentaje de error: -7.86% y además Cv =
6.5 , Cp = 9.8 (cal mol-1 K-1).
Recomendamos mantener herméticamente cerrados los equipos de
trabajo. Los gases son fluidos que no tienen forma ni volumen definido.
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FUNDAMENTOS TEORICOS
GASES:Es uno de los estados de agregación de la materia que está constituido por moléculas las cuales se encuentran en constante movimiento caótico ya que poseen alta energía cinética, debido a ello poseen forma y volumen variable.
O GASES IDEALES:
Es toda sustancia gaseosa donde no existen fuerzas atractivas
intermoleculares y donde el volumen propio ocupado por las
moléculas es una fracción insignificante frente al volumen total
ocupado por la masa gaseosa.
O GASES REALES:
Presentan fuertes atracciones intermoleculares siendo el volumen de
las moléculas significativo respecto al volumen total. En los gases
reales se aplica la Ecuación de Vander Walls.
o ECUACIÓN DE VANDER WALLS.
El físico holandés Johannes Diderik van der Waals fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1910. Interesado en la termodinámica, Waals desarrolló una teoría que viene expresada en la ecuación de estado que lleva su nombre. The Nobel Foundation
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta: los gases reales no se comportan exactamente así. En algunos casos, la desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal nunca podría convertirse en líquido o sólido por mucho que se enfriara o comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de la ley de los gases ideales, pV = nRT. Una de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación de estado de van der Waals (p + a/v2) (v - b) = RT, donde v = V/n, y a y b son parámetros ajustables determinados a partir de medidas experimentales en gases reales.
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Son parámetros de la sustancia y no constantes universales, puesto que sus valores varían de un gas a otro.
La ecuación de van der Waals también tiene una interpretación microscópica. Las moléculas interaccionan entre sí. La interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace ligeramente atractiva a distancias intermedias y desaparece a distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe corregirse para considerar las fuerzas atractivas y repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas tiene el efecto de excluir a las moléculas vecinas de una cierta zona alrededor de cada molécula. Así, una parte del espacio total deja de estar disponible para las moléculas en su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario restar este volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente; de ahí el término (v - b).
DENSIDAD DE LOS GASES Y SUS PESOS MOLECULARES:La ecuación:
Se puede utilizar para determinar el peso molecular M de cualquier gas a partir de las determinaciones de presión y volumen. Para obtener los pesos moleculares exactos es necesario efectuar varias determinaciones a presiones cada vez menores y hacer una extrapolación.
El método de Víctor Meyer es muy conveniente para la determinación aproximada de los pesos moleculares de sustancias que se pueden pesar al estado líquido, evitándose el tener que pesar recipientes muy voluminosos. Una cantidad determinada del líquido, contenido dentro de un bulbo de vidrio, se evapora dentro de un tubo que contiene aire, calentando a temperatura constante, con lo cual se expulsa un volumen de aire equivalente al gas evaporado, el cual se mide con una bureta de gases a una presión y temperatura conocidas.
PV=m(g)
MRT
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CAPACIDAD CALORÍFICA:Cuando se calienta un gas, absorbe energía que se traduce en un aumento de energía cinética de traslación y en el caso de moléculas poliatómicas, en un aumento de los movimientos vibratorios y rotatorios. Si los átomos o moléculas, son excitados a niveles electrónicos superiores, se absorberá, además, una cantidad adicional de energía.
Existen dos tipos de capacidades caloríficas:
o Capacidad calorífica a presión constante
Cuando la presión se mantiene constante mientras se eleva la
temperatura, lo que da origen a que aumente el volumen de gas. El
calentamiento se realiza en recipiente abierto.
o Capacidad calorífica a volumen constante
Cuando el volumen se mantiene constante mientras se eleva la temperatura, lo que da origen a que aumente la presión del gas. El calentamiento se realiza en recipiente cerrado.La capacidad calorífica a presión constante es siempre mayor que la capacidad calorífica a volumen constante puesto que se efectúa un trabajo de presión – volumen cuando se calienta una sustancia a presión constante. La capacidad calorífica depende de las condiciones bajo las cuales se transfiere calor al sistema.
Proceso Adiabático
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MATERIALES Y REACTIVOS
MATERIALES.-
Equipo de Victor Meyer
Equipo para relación de capacidades
caloríficas
Regla
Bulbos pequeños
Vasos
Pipetas
REACTIVOS.-
Líquido volátil orgánico
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DETERMINACION EXPERIMENTAL
1.- DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE GASES POR EL METODO DE VICTOR MEYER
- Una vez armado el equipo como se muestra en la imagen.
- Se procede a llenar el vaso con agua hasta 2/3 del volumen y se calienta hasta ebullición aprox. hasta 10 min.
-Teniendo en consideración que no esté tapado el tubo de vaporización y teniendo abierta la llave de la bureta.
- Mientras este calentándose el agua en el vaso, se pesó una ampolla vacía, la cual nos servirá de recipiente para nuestro liquido orgánico volátil (cloroformo).
- Para que el cloroformo ingrese a la ampolla se necesitó calentarlo para que dentro de este se forme un vacío que rápidamente se llenara con cloroformo, para lograrlo después de calentarlo se sumergió en una vaso lleno de cloroformo como se muestra en la imagen.
- Luego sellamos el cloroformo introducido calentándolo de nuevo y quebrando el pico de la ampolla, con la ampolla sellada y sus restos se hizo otra pesada.
- Al finalizar introdujimos al tubo de vaporización la ampolla abierta y rápidamente lo tapamos y medimos la cantidad de agua que desplazo en la bureta, es necesario mencionar que la presión que ejerce nuestro dedo al momento de taparlo se tomó en cuenta y que debimos mantener la pera al mismo nivel al que gradualmente bajaba el agua en la bureta.
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m1 = masa de la ampolla 0.5087 g
m2 = masa de la ampolla + cloroformo 0.5628 g
m2 - m1= masa del cloroformo 0.0541 g
Tf = Temperatura final de la pera 23°C
Tabla de volúmenes de agua que se midió en la bureta
Volumen inicial de agua = V1 23 mL
Volumen final de agua = V2 11.1 mL
Volumen desplazado = V1 – V2 11.9mL- 1mL(presión de dedo)= 10.9mL
M =119.38 g/mol
Pc =54.004 atm
Tc =536.4 K
2.- RELACION DE CAPACIDADES CALORIFICAS POREL METODO DE CLEMENT Y DESORMES
- Una vez armado el sistema como en la imagen, se procede a brindarle gas (aire) con el inflador.- Para que el aire se mantenga en el recipiente y marque una altura en el manómetro de agua se necesitaba que el agujero que se observa entre las conexiones de tubos y el recipiente se mantuviera cerrado, para eso usábamos nuestro dedo. Cuando se hacía esto se notaba que al regresar al mismo nivel se observa un desnivel que se tomara como otra altura.
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-Al finalizar medimos diferencias de alturas de aprox. 10, 15, 20 y 25 cm con la ayuda de una regla.
Altura de ≈ 10cm
Altura de ≈ 15cm
Altura de ≈20cm
Altura de ≈ 25cm
H1 (cm)
9.8 9.4 14.8 14.9 19.4 19.6 24.4 24.9
H2(cm)
3.3 2.6 5.5 5.6 7.1 7.9 9.7 9.8
Capacidades caloríficas del aire Teórico
Cp 6.919
Cv 4.932
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CALCULOS Y RESULTADOS1.- CÁLCULO DE LA DENSIDAD
- corrección de la presión barométrica
Pb ´=Pb−(100−H ) F100
Dónde:
Pb ,Pb´ :Presiónbarométrica y presiónbarométrica corregida
F : Presión de vapor a temperatura ambiente (21°C)
H : % de humedad del aire
Pb ´=756−(100−96 ) ×16.48
100
Pb ´=755.3mmHg
-Cálculo del volumen desplazado a condiciones normales
PCN ×V CN
TCN
=Pb´ ×V desplazado
T f
760mmHg× V CN
273.15K=755.3mmHg ×10.9mL
296.15K
V CN=9.99mL
-Determinación de la densidad teórica del vapor a condiciones
normales
Usando la ecuación de Berthelot
P ×V=n× R ´ ×T
P ×V=( mM )× T × R ×[1+ 9T C P
128 PC T (1−6T C2
T 2 )]
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factor deBerthelot=s=[1+ 9TC P
128PCT (1−6TC2
T2 )]A partir de la ecuación de Berthelot calculamos el valor de la
densidad teórica a CN:
❑teórica=mV
= P × MR ´ × T × s
Al reemplazar
❑teórica=1atm×119.38
gmol
0.077atm∗Lmol∗K
×273.15K ×0.9434
❑teórica=5.649gL=5.649×10−3
gmL
-Determinación de la densidad experimental del vapor a
condiciones normales.
❑exp .=mCHC l3
V CN
❑exp .=0.0541g10.91mL
=5.415∗10−3 gmL
Densidad del cloroformo gaseoso % Error
teórica 5.649×10−3 gmL
4.14 exp. 5.415×10−3 g
mL
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2.- CALCULO DE LA CAPACIDAD CALORIFICA-Relación de capacidades caloríficas
Ejemplo de cálculo:
¿Cp
C v
=h1
h1−h2
❑1=C p
C v
= 9.89.8−3.3
=1.51
Determinación de promedio
❑prom=1.51+1.38+1.59+1.60+1.67+1.58+1.66+1.65
8
❑prom=1.58
Cálculo de los Cp y Cv experimentales
Sabemos que:
C p−C v=R=1.987 calmol−k
C p=1.58C v
Resolviendo:
1.58C v−C v=1.987
C v=3.426
C p=5.413
Cálculo del % de Error
%E ( Cp )=5.413−6.91866.9186
×100
%E ( Cp )=21%
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%E ( C v)=3.426−4.9324.932
×100
%E ( C v)=30%
Como
yaire=
72
R
52
R=1.4
Mostraremos la siguiente grafica de calidad del dato 1.4 (y aire) con nuestros
datos experimentales , evidenciandoce que se trabajo con una gran presicion
pero muy poca exactitud.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 90
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
1.6
1.8
GRAFICO DE CALIDAD
numero de mediciones
Axis Title
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DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Para la presente práctica se hallaron errores que resultan ser
considerables respecto a lo teórico y lo obtenido en otras prácticas.
Estos se deben a diversos factores como por ejemplo, en el caso de la
densidad de gases:
o A una mala lectura de volumen en el momento de la evaporización
del cloroformo.
o El no haber colocado a tiempo el tapón cuando introducimos la
ampolla con el cloroformo.
De la misma manera para el caso de las capacidades caloríficas del aire:
o El no sellar correctamente la llave B.
o Al momento de tomar las alturas en las ramas manométricas.
o El no esperar que el sistema se estabilice.
o El no sellar en el momento exacto del cruce del líquido
manométrico (agua).
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CONCLUSIONES
o La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma: pV=znRT.
o Para un gas ideal la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas real, "z" tiene que valer diferente que uno. El factor de compresibilidad Z es un factor que compensa la falta de idealidad del gas, así que la ley de los gases ideales se convierte en una ecuación de estado generalizada.
o Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.
o El método de Víctor Meyer consiste en hallar el volumen de vapor producido por una cantidad pequeña de líquido, cuyo peso es conocido, haciendo que desplace un volumen igual de aire en un aparato especial.
o En el experimento de la Relación de Capacidades Caloríficas, el rango de los valores que adquiere “γ”, debe estar entre 1,35 – 1,50.
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CUESTIONARIO
1.-En qué consiste el método de Regnault para la determinación
de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas.
El método de Regnault se usa para determinar los pesos moleculares de
las sustancias gaseosas a la temperatura ambiente, y se realiza así:
Un matraz de vidrio de unos 300 a 500 c.c. de capacidad, provisto de
llave, se evacúa y pesa, llenándolo a continuación con el gas cuyo peso
molecular se busca a una temperatura y presión, procediendo a pesarlo
de nuevo. La diferencia de pesos representa el del gas W en el matraz
cuyo volumen se determina llenándolo y pesándolo con agua o
mercurio, cuyas densidades se conocen. Con los datos así obtenidos, se
deduce el peso molecular buscado mediante la ecuación:
M=WRTPV
En un trabajo preciso se usa un bulbo más grande para llenarlo y otro
con contrapeso, y se corrigen las mediciones reduciéndolas al vacío.
2.-Explique que es la temperatura de Boyle.
La ley de Boyle es exacta solo para gases ideales. Los gases reales
siguen la Ley de Boyle a presiones hasta de 2 atmósferas con un error
de unos 1.5%, cosa que es despreciable. Si para un gas ideal trazamos
un sistema de ejes coordenados, en donde la ordenada representa el
producto (PV) y la abscisa las presiones, se obtendrán isotermas.
Para la mayoría de gases reales, a temperaturas constantes, el producto
(PV) primero disminuye conforme aumenta la presión, pasa después por
un mínimo y finalmente empieza a aumentar con el aumento de la
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presión. Para otros gases como el hidrógeno y el helio, el producto (PV)
aumenta continuamente con el aumento de la presión sin pasar por un
mínimo.
No obstante para cada gas real hay una temperatura característica de
este, a la cuál (PV) permanece prácticamente igual cuando se aumenta
su presión hasta valores de presiones moderadamente altas. Entonces
se denomina Temperatura Boyle, porque el gas real obedece con gran
exactitud la Ley de Boyle, dentro de un sistema de variación de la
presión.
3.- Defina puntos críticos.
Es el conjunto de condiciones físicas de presión, temperatura y volumen, a las cuales la densidad y otras propiedades del líquido y gas se vuelven idénticas, es decir, es un punto a. una presión y temperatura dada donde físicamente no puede diferenciarse si se trata de gas o líquido. Estas propiedades críticas son únicas (una sola presión, una sola temperatura) para una sustancia dada y se requiere para la determinación de otras propiedades de la sustancia.La presión crítica, Pcr, y la temperatura crítica, Tcr, son medidas en el laboratorio y usualmente son desconocidas por lo que se requiere su determinación por medio de Correlaciónes, como la de Brown et al, para determinar las propiedades críticas en función de la gravedad específica del gas.
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BIBLIOGRAFÍA
LIBROS CONSULTADOS:
Don W. Green, Robert H. Perry, “Perry's Chemical Engineer's
Handbook”, 8va edición, Ed. McGraw-Hill, Madrid 2008.
MARON Y PRUTTON, Fundamentos de Fisicoquímica, editorial
Limuza, Décima quinta reimpresión.
PONZ MUZZO GASTON “Tratado de Química Física” 2da edición
1985.
PÁGINAS CONSULTADAS:
www.geocities.ws/todolostrabajossallo/fico1.pdf
http://www.geocities.ws/todolostrabajossallo/fico2.pdf
http://www.fisicarecreativa.com/informes/infor_termo/
conserv_energia_calor2k1.pdf
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