4 Informe de FIQUI

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

http://images.google.com.pe/imgres?imgurl=http://williamcastro.files.wordpress.com/2007/05/escudo_san_marcos.jpg&imgrefurl=http://williamcastro.wordpress.com/2007/05/15/elecciones-en-san-marcos/&usg=__irJrzziSpCDhaLRN_gm06EK_I1U=&h=255&w=214&sz=25&hl=es&start=2&um=1&tbnid=5TPyuQx4tm-snM:&tbnh=111&tbnw=93&prev=/images?q=universidad+san+marcos&hl=es&sa=X&um=1

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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

http://www.geocities.ws/todolostrabajossallo/fico1.pdf


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