UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA)

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

FISICOQUIMICA

PRACTICA 1:GASES

Bellido Paredes Suzanne

Bellido Reyes Lisset

Calderón Campusano, Victor Anthony

INDICE

I. INTRODUCCION

II. RESUMEN

III. MARCO TEORICO

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

V. TABULACIONES DE DATOS Y RESULTADOS

VI. CALCULOS

VII. ANALISIS Y DISCUSION DE LOS RESULTADOS

VIII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

IX. BIBLIOGRAFIA

X. APENDICE

X.1. Cuestionario

X.2. Gráficos

X.3. Hoja de Reporte

I. INTRODUCCIONEn esta practica de laboratorio estudiaremos a los gases, para describir el

estado o la condición de un gas debemos especificar cuatro variables:

Presión temperatura, volumen y cantidad de gas. Usualmente el volumen

se mide en litros (L), y la temperatura en la escala kelvin. La presión se

define como una fuerza por unidad de área. Se expresa en unidades SI

como pázcales Pa o como milímetros de mercurio (mmhg) o atmósferas.

La presión de los gases ideales, PV=nRT, es la ecuación de estado de un

gas ideal. La mayor parte de los gases a presiones alrededor de 1atm y a

temperaturas de 300k, o superiores, obedecen razonablemente bien a la

ecuación de los gases ideales.

Los gases reales difieren del comportamiento de gas ideal debido a que

las moléculas poseen volumen finito (por lo que PV/RT1), o porque las

moléculas experimentan fuerzas de atracción entre si durante las

colisiones (por lo que PV/RT1). La ecuación de Van Der Walls es una

ecuación de estado para los gases, que modifica la ecuación de los gases

ideales pues toma consideración y representa más fielmente el

comportamiento de los gases reales.

Tomaremos todo lo expresado anteriormente para poder determinar la

densidad de un gas experimentalmente y luego teóricamente con la

formula de Berthelot, así como para determinar la relación de

Capacidades caloríficas por el método de Clement y Desormes que

consiste en el uso de un manómetro, hallando la relación entre Cp y Cv

conocida como .

II. RESUMENLos experimentos se realizaron en el laboratorio donde se realizo la

experiencia siendo la presión 756 mmHg, 24°C de temperatura y 93% de

humedad relativa.

En la primera parte se procede en la búsqueda de la densidad del

cloroformo donde se utilizo el método de Meyer, la cantidad de muestra

utilizada (cloroformo) se calculo por diferencia de pesadas con una

ampolla obteniéndose 0.00822g , el equipo que se uso consta de una

pera conectada con un tubo donde ocurrirá el desplazamiento de agua

que se genera cuando se rompe la ampolla para soltarla dentro de un tubo

caliente (baño de temperatura de agua a100° C), como el punto de

ebullición de la muestra es menor que 100° C esta se evapora

ocasionando una presión que hace desplazar el agua , los datos que se

obtienen de esta experiencia son el volumen desplazado que resulto de

17.4 mL y la temperatura del agua de 26.8° C, calculando la presión

corregida (754.77 mmHg), el volumen a CN (15.7 ml) datos necesarios

para el cálculo de las densidades teóricas y experimentales, las cuales

dan como resultado 5.6552 g/L y 4.7241 g/L respectivamente, con los

cuales se obtiene un porcentaje de error de 16.47%

En la segunda parte del experimento, se busca experimentalmente la

relación de las capacidades caloríficas utilizando el método de Clement y

Desormes, por la cual se hace mediciones de diferencia de alturas.

La densidad de un gas es directamente proporcional a la presión e

inversamente proporcional a su volumen. Es recomendable ser lo más

precisos al momento de tomar las mediciones en el experimento de

relación de capacidades caloríficas, ya que con esta se produce un gran

margen de error, siendo necesario hacer varias mediciones, en nuestro

caso se obtuvo un porcentaje de error de 12.14%.

III. MARCO TEORICOGas Sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria,

que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma

bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y

están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se

expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su

densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

Ley de los gases ideales  La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al

orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de

movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están

asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un

sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a

pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un

gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven

aleatoria mente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que

lo contiene.

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables

macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión

(p), el volumen (V) y la temperatura (T). La ley de Boyle-Mariotte afirma

que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente

proporcional a la presión. La ley de Charles y Gay-Lussac afirma que el

volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a

la temperatura absoluta. La combinación de estas dos leyes proporciona

la ley de los gases ideales pV = nRT (n es el número de moles), también

llamada ecuación de estado del gas ideal. La constante de la derecha,

R, es una constante universal cuyo descubrimiento fue una piedra

angular de la ciencia moderna.

Gases Ideales y Gases RealesPor motivo de discusión conviene clasificarlos en dos grandes grupos:

gases ideales y gases reales. El gas ideal obedece a ciertas leyes, por

ejemplo la ley de Boyle, la ley de Charles, mientras que los gases reales

solo las cumplen a presiones bajas, en cambio:

Donde:

M = peso molecular

m = masa de la sustancia.

R = constante de Regnault.

R’= corrección para desviación de idealidad.

P, V, T = presión, volumen y temperatura del gas.

Pc, Tc = presión y temperatura critica.

La temperatura crítica de un gas es la temperatura máxima a la que puede

licuarse; la presión crítica es la presión necesaria para licuar el gas a esa

temperatura. Algunos gases, como el helio, el hidrógeno o el nitrógeno,

poseen temperaturas críticas muy bajas y tienen que ser enfriados

intensivamente antes de poder ser licuados. Otros, como el amoníaco o el

cloro, tienen temperaturas críticas elevadas y pueden licuarse a

temperatura ambiente aplicando suficiente presión.

El volumen crítico es el volumen que ocuparía un mol de gas a su

temperatura y presión críticas. Estas tres cantidades, la temperatura,

presión y volumen críticos, se denominan conjuntamente constantes

críticas de una sustancia.

En los gases ideales, el volumen ocupado por las propias moléculas es

insignificante en comparación con el volumen total, y esto es valido para

ciertas presiones y temperaturas; además la atracción intermolecular es

ínfima bajo cualquier condición. Para los gases reales, ambos factores

son apreciables y la magnitud de ellos depende de la naturaleza,

temperatura y presión gaseosa.

Resulta claro que un gas ideal es hipotético, ya que cualquier gas debe

contener moléculas que ocupan un volumen definido y ejercen atracciones

entre sí. Sin embargo, con frecuencia la influencia de estos factores es

insignificante y el gas puede considerarse como ideal.

DENSIDAD DE GASESLa densidad de un gas se divide en:

a) Densidad absoluta .- Es la relación que existe entre la masa por unidad

de volumen.

b) Densidad relativa .- Es la relación que existe entre dos densidades una

de las cuales se utiliza como referencia.

RELACION DE CAPACIDADES CALORIFICAS DE LOS GASES

Capacidad calorífica de un gas:Se define como la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura

de una sustancia en un grado. Si la masa de la sustancia es un mol, se le

designa como capacidad calorífica molar; y si es un gramo se le denomina

calor especifico.

Hay dos tipos de capacidad calorífica, esto es, según se calienta la

sustancia a presión constante o volumen constante. En este ultimo caso

toda la energía proporcionada va a incrementar la interna de la sustancia

y a esta capacidad designamos por Cv. por otra parte al calentar una

sustancia a presión constante, la energía suministrada no solo incrementa

la interna sino que hace posible la expansión de la sustancia venciendo la

acción que ejerce la presión atmosférica, por eso esta capacidad que

designamos por Cp, debe ser mayor que la anterior. En líquidos y sólidos

donde la variación de volumen por calentamiento es pequeño, la

diferencia entre Cp – Cv es significativa siempre y no debe despreciarse.

Para un volumen constante se cumple:

Y si el cambio de presiones es pequeño:

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1.-Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer

Fíjese si el equipo esta instalado como debe ser.

Coloque en un vaso agua de caño, hasta los 2/3 de su volumen (A), y

dentro de este el tubo de vaporización (B),manteniendo cerrada la

llave de la bureta F y abierto el tapón E. Lleve el agua a ebullición

durante 10 minutos.

Mientras se esta calentando el agua, pese una ampolla, luego

introducir una pequeña cantidad de liquido orgánico volátil

(cloroformo), repita la operación hasta introducir de 0.1 a0.2 g de

muestra, pese y si a logrado el peso adecuado, selle el capilar.

Abra la llave de la bureta, nivele el agua hasta la marca inicial con la

pera.

Coloque el tapón E, iguale los niveles, lea la bureta y anote. Retire el

tapón E y haga que el nivel llegue nuevamente al nivel inicial.

Repita lo anterior hasta que el volumen desalojado de agua no

fluctúen más de 0.2ml respecto a la lectura anterior.

Introducir el capilar rápidamente en el tubo de vaporización y coloque

inmediatamente el tapón E. A medida que baja el nivel del agua en la

bureta iguale el de la pera, hasta que el nivel del agua deje de bajar.

Cierre rápidamente la llave F, espere 10 minutos y tome la

temperatura del agua en la pera, lea el nivel del agua en la bureta,

tomando como referencia la lectura realizada anteriormente.

2.-Relación de capacidades caloríficas por el método de Clement y Desormes Arme el equipo como de ser de forma que todas las uniones queden

herméticamente cerradas.

Manteniendo cerrado B, abra A permitiendo el paso del gas por el

balón hasta obtener un desnivel aproximadamente de 10cm en el

manómetro de agua, cierre B y lea la diferencia de altura (h1).

Abra rápidamente B y ciérrela en el momento en que ambas ramas del

manómetro se crucen.

Deje que se estabilice el líquido manometrito y lea la nueva diferencia

de altura (h2).

Repita con diferencias de alturas híncales de aproximadamente a15,

20 y 25 cm.

V. TABULACIONES DE DATOS Y RESULTADOS

Tabla 1: condiciones de laboratorio

Presión Temperatura Humedad Relativa

756 mmHg 24º C 93

Tabla 2: datos experimentales

Método Victor Meyer

Masa del Cloroformo 0.0822 g

Volumen desplazado 17.4 ml=0.0174L

Temperatura del Agua 26.8º C=299.8 K

Método de Clement y Desormes

  h=10 h=15 h=20 h=25

h1 10.30 15.50 19.80 24.80

h2 3.00 2.20 2.20 4.40

Tabla 3: corrección de la presión barométrica

Presión Barométrica 756 mmHg

Presión Barométrica Corregida 754.77 mmHg

Tabla 4: corrección del volumen del aire desplazado a condiciones normales

Datos UnidadesTemperatura a C.N. 273 KPresión a C.N. 760 mmHgTemperatura del agua 299.8 KVolumen desplazado 17.4 mLPresión corregida 754.77 mmHgVolumen a CN 15.7 mL

Tabla 5: cálculo de la densidad teórica del vapor a C.N. (ecuación de Berthelot)

Datos unidades

Presión a C.N. 1 atmPresión crítica del cloroformo 53.79 atmTemperatura a C.N. 273.15 KTemperatura crítica del cloroformo 536.4 K

Peso molecular del cloroformo119.39 g/mol

Densidad teórica 5.6552g/L

Tabla 6: cálculo de la densidad experimental del vapor a C.N. (d= m/v)

Masa del cloroformo 0.0822 gVolumen desplazado por el vapor de cloroformo 0.0174 LDensidad obtenida 4.7241g/L

Tabla 7: cálculo del porcentaje de error de la densidad

Densidad teórica 5.6552 g/LDensidad experimental 4.7241 g/L% error 16.47%

Tabla 8: medición de las alturas para la relación de capacidades caloríficas

H1 H210.3 3.015.5 2.219.8 2.224.8 4.4

Tabla 9: cálculo de Relación de capacidades caloríficas ()h Relación p promedio1 1.41

1.232 1.16

3 1.13

4 1.22

Tabla 10: cálculo del porcentaje de error

Promedio 1.23 Teórico 1.4

%Error de 12.14%

VI. CALCULOS1.- Método Victor Meyer (Densidad de Gases):

a) Corrección de la presión barométrica

h= porcentaje de humedad del aire.

F= presión de vapor de agua a temperatura ambiente.

Pb= presión barométrica.

b) Corrección del volumen del aire desplazado a CN

c) Cálculo de la densidad teórica del vapor a CN (ecuación de Berthelot) :

TC=536.4 K

PC=54.2atm

d) Cálculo de la densidad experimental del vapor a CN :

Porcentaje de error:

2.- Método de Clément y Desormes (Relación de Capacidades Caloríficas):

a) Relación de capacidades caloríficas para cada altura:

b) Relación calorífica promedio p

d) Porcentaje de error :

VII. ANALISIS Y DISCUSION DE LOS RESULTADOS

En la práctica realizada se observo que el porcentaje de error en la

obtención de capacidad calorífica del aire fue del 12.14%, debido a que el

resultado experimental fue alto, esto se debe a errores como el no cerrar

adecuadamente el paso del aire en la manguera que conectaba la bomba

con el manómetro, y el estado de los equipos que presentaban un

desgaste notorio, lo cual afecto los resultados obtenidos en la practica.

En lo que respecta a la parte de Densidad de Gases se observa que hubo

un el error porcentual de 16.48%, esto pudo ser ocasionado por errores en

la toma de los datos y en el desarrollo del experimento.

VIII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES La presión ejercida por un gas es un resultado de golpeo permanente

de las partículas sobre las paredes de un recipiente.

La fácil compresibilidad de un gas se debe a la existencia de un gran

espacio vació entre sus partículas.

La capacidad calorífica de los gases, es la cantidad de calor necesaria

para elevar la temperatura de una sustancia en un grado.

Pudimos hallar las capacidades calificas mediante un método sencillo,

tomando las diferencias de alturas ante el desplazamiento del gas.

En la obtención de la Capacidad Calorífica se debe mantener

constante el gas dentro del recipiente que lo contiene, para que el

margen de error sea menor

RECOMENDACIONES Antes de empezar la experiencia en el laboratorio, leer e investigar el

tema del cual va a tratar, para tener un conocimiento previo.

Primeramente verificar que los equipos y materiales estén en buenas

condiciones y limpios. Armar el equipo mostrado en la figura con el

cuidado de que todas las uniones queden herméticamente cerradas.

Antes de leer la diferencia de alturas h2, asegúrese que se estabilice

el líquido en el manómetro. Tener mucha precisión en la medida de

las diferencias de alturas que se producen en manómetro, cuando

ambas ramas se crucen.

En el experimento de la determinación de la densidad de gases se

debe tener cuidado de evitar que entre agua en el tubo interior, en

donde se vaporizaría y posiblemente se condensaría más tarde en la

bureta, ocasionando una perdida de volumen gaseoso antes de la

lectura.

A medida que baja el nivel de agua en la bureta, se debe bajar el

bulbo nivelador. Cuando se igualan los niveles (pero no después de

uno o dos minutos de haber roto el bulbo) se toma la lectura final en

la bureta. Se registra también la temperatura que hay en la vecindad

de la bureta.

IX. BIBLIOGRAFIA

PONS MUZZO, Gastón (1981). Fundamentos de Físico - Química.

Editorial Universo S.A. 5 edición. Lima, Perú.

JOHN, Perry (1988). Manual del Ingeniero Químico. Editorial McGraw

– Hill. 3ra edición. Madrid, España.

MARON y PURTTON (1988). Termoquímica. Editorial McGraw – Hill.

2da edición. Madrid, España.

X. APENDICEX.1. Cuestionario

1. ¿En que consiste el método de Renault para la determinación de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas?En el método de Regnault, para determinar el peso molecular de un gas,

se pesa un balón de vidrio completamente vacío y luego lleno de gas; el

volumen se obtiene pesándolo lleno de agua. Un segundo balón, del

mismo tamaño, se utiliza como contrapeso para evitar molestas

correcciones, debido a las fluctuaciones del aire y la humedad. La

pesada exacta de balones grandes es difícil.

El trabajo de Baxter y Starkweather es un ejemplo clásico del empleo de

dicho método. Los citados autores pesaron cinco muestras de gas en

dos balones diferentes de dos litros, con un promedio de exactitud de 3 x

10-5 del peso del gas contenido.

2. Explicar las diferencias y semejanzas que existen entre las isotermas de un gas real y la de un gas ideal.

Isotermas de un Gas IdealEn la figura se han escogido P y V como variables independientes.

Cualesquier punto por ejemplo A, determina un par de valores de P y V;

éste es suficiente para describir el estado del sistema. Por tanto, cada

punto de cuadrante p V (tanto P como V tiene que ser positivos para que

tengan sentido físico) describe un estado diferente del gas. Más aún,

cada estado del gas está representado por algún punto en el diagrama

PV.

P. atm

5

A

4

3 T3 = 487ºK

2 T2 = 312 ºK

T1 = 122 ºK

1

0 10 20 30 40 50

V litros mol

A menudo es útil escoger los puntos que corresponden a cierta

restricción en el estado del gas como por ejemplo, los puntos que

corresponden a la misma temperatura. En la figura las curvas marcadas

T1, T2, y T3, respectivamente. Las curvas de la figura son llamadas

isotermas. Las isotermas del gas ideal son hipérbolas rectangulares

determinadas por la relación: PV = T.

Isotermas de un Gas RealLas relaciones presión-volumen para un gas real se miden a varias

temperaturas se obtiene un conjunto de isotermas como las que se

indican en la figura. A altas temperaturas se parecen mucho las

isotermas a las de un gas ideal, mientras que a bajas temperaturas las

curvas tienen una apariencia completamente diferente. La parte

horizontal de las curvas a bajas temperaturas es peculiarmente

sorprendente.

3. Explicar el efecto de la altura en un campo gravitacional sobre la presión de los gases.La consecuencia interesante de esta ley es que las presiones parciales

de gases muy ligeros disminuyen menos rápidamente con la altura que

la de los gases más pesados. Así, en la atmósfera terrestre, el

porcentaje de composición a alturas muy grandes es completamente

diferente que a nivel del suelo. A una altura de 100 km. Los gases

ligeros tales como el helio y el neón tienen un mayor porcentaje que a

nivel del suelo.

Se produce una disminución relativa de la presión con incrementos

iguales de altura.

X.2. Hoja de Reporte