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UNMSM Facultad de Quimica e Ing.Quimica

Laboratorio de Fisicoquimica I

Gases Profesor: Anibal Figueroa Integrantes: -Jean Pierre Ramos Vilchez -Rafael Zenitagoya Tanta Fecha de Practica: 10 de setiembre del 2015 Fecha de Entrega: 21 de setiembre del 2015 Turno: Jueves 8-11 A.M. Grupo: A-B 1

Indice I)Introducción 3 II)Resumen 4 III)Principios

Teóricos

5 IV)Procedimiento

Experimental

7 V)Tabulación

de

Datos

y

Resultados

9 VI)Cálculos

y

Ejemplo

11 2

de

Cálculos

VII)Discusión

de

Resultados

16 VIII)Conclusiones

y

Recomendaciones

17 IX)Apéndice 18 X)Bibliografia 20

Introduccion La palabra gas fue inventada por el cientifico Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII proveniente del griego kaos(desorden); es un estado de agregacion de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse. La ley de los 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 3

momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales. La densidad es la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. En general, la densidad de una sustancia varía cuando cambia la presión o la temperatura, y en los cambios de estado. Cuando aumenta la presión, la densidad de cualquier material estable también aumenta. Para la primera parte para determinar la densidad del gas se usa el Método de Victor Meyer que consiste en volatilizar un peso conocido de una muestra liquida y medir en un eudiometro el volumen de aire que es desplazado por el vapor de dicha muestra a condiciones de presion y temperatura constante. Para las segunda parte se usa el metodo de Clement y Desormes, es este se produce una rápida compresión de un gas a baja presión y temperatura ambiente contenido en un recipiente, que puede entonces suponerse en principio adiabática. A continuación se deja que el gas vuelva a su temperatura inicial. Durante el proceso se registran las presiones manométricas del gas: la inicial, la resultante después de la compresión y la final, al volver el gas a la temperatura ambiente. Considerando al gas como ideal, se demuestra que γ es igual, aproximadamente, a la relación entre h1 y la diferencia de h1 y h2.

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Resumen En esta primera practica de gases se tiene como objetivo estudiar las principales propiedades de los gases, tales como densidad y capacidad calorifica. Para poder realizar esta practicas requerimos saber cuales son las condiciones de laboratorio; estas son: Presion=756 mmHg Temperatura=21°C Humedad Relativa(HR%)=95% Los gases son sustancias cuyas moleculas estan en constante movimiento, debido a su alta energia cinetica.Se puede decir que se dividen en gases ideales y gases reales, para estos existen ciertas condiciones y ecuaciones de estado. La Capacidad Calorifica es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una sustancia en un grado. En la experiencia se observa que se usaron los metodos de Victor Meyer(densidad) y de Clement y Desormes(capacidad calorifica). Los resultados obtenidos con estos fueron: ρ experimental a CN=5.68 g/L; γexperimental=1.3; Cp=36.023 J/mol*K; Cv=27.71 J/mol*K. Luego de haber desarrollado la experiencia podemos concluir que: La densidad de los gases disminuye con la temperatura lo cual quiere decir que la densidad de los gases es inversamente proporcional a la temperatura. Una recomendación a seguir en el procedimiento es tener cuidado a la hora de estrangular la manguera en el cálculo de capacidades caloríficas ya que la altura variaría y el porcentaje de error aumentaría.

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Principios Teóricos 1)Gas:Es un estado de agregacion de la materia, donde las moleculas se encuentran en movimiento caotico debido a su alta energia cinetica, sus moleculas estan separadas debido a la fuerza de repulsion que prevalece sobre la fuerza de atraccion. Se clasifican como: a)Gas Ideal.-Gas hipotetico en las cuales sus particulas no tienen atraccion ni repulsion entre ellas(choques perfectamente elasticos). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. El volumen es insignificante en comparacion al volumen que las contiene.Se puede usar la ecuacion de los gases ideales: PV =RTn… ..(1)

Ahora esta ecuacion se usa cuando no hay cambios en P,T,V,n; pero si existen cambios en estos se debe usar lo siguiente: P1 V 1 P 2 V 2 = T1 T2

b)Gas Real.- Un gas real, en oposición a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales. Presentan fuertes atracciones moleculares, siendo el volumen de las moleculas significativo respecto al total. Existen varias ecuaciones llamadas ecuaciones de estado, entre ellas esta la ecuacion de Berthelot: PV =nR ´ T … .(2)

[

)]

9TC P 6 T 2C m PV = TR 1+ 1− 2 … ..(3) M 128 PC T T

( )

(

En las ecuaciones (2) y (3): M=masa molecular de la muestra m=masa de la muestra R=constante de los gases ideales R’=correccion para desviacion de idealidad P,V,T=Presion, Volumen y Temperatura del gas PC,TC=Presion y Temperatura critica del gas 2)Densidad de Gases 6

a)Densidad absoluta: La densidad o densidad absoluta es la magnitud que expresa la relación entre la masa y el volumen de una sustancia. b)Densidad Relativa: La densidad relativa de una sustancia es la relación existente entre su densidad y la de otra sustancia de referencia La densidad de un gas se calcula de la siguiente forma: ρ=

m PM = … … .( 4) V R´T

3)Relación de Capacidades Calorificas de los Gases Capacidad Calorifica de los gases:Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una sustancia en un grado. Hay 2 tipos de capacidad calorifica, a presion constante y a volumen constante. La relacion entre ambas, conocida como γ depende de si el gas es mono, di o poliatomico y puede ser determinada experimentalmente mediante el metodo de Clément y Desormes. Mediante este metodo, en un sistema a presion superior a la atmosferica, se realiza una expansion adiabatica, y luego un calentamiento a volumen constante; para un sistema de este tipo se cumple: C p ln P 1−ln P0 = … … ..(5) C v ln P1−ln P2

Y si el cambio de presion es pequeño, sabiendo que p=ρgh: γ=

Cp h1 = … … .(6) C v h1−h2

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Procedimiento Experimental 1)Determinacion de la Densidad de Gases por el Metodo de Victor Meyer: a)Instale el equipo como se muestra en la Fig(1) b)Coloque en un vaso agua de caño, hasta 3/4 de su volumen(A), y dentro de este el tubo de vaporizacion(B), manteniendo cerrada la llave de la bureta F y abierto el tapón E. Lleve el agua a ebullicion durante 10 min. Mientras se este calentando el agua, caliente una ampolla de vidrio, retire el introduzca el capilar en un vaso que contenga una pequeña porcion de un liquido organico volatil(cloroformo), enfrie y peselo con exactitud. c)Abra la llave de la bureta, nivele el agua hasta la marca inicial con la pera. d)Coloque el tapon E, iguale los niveles, lea la bureta y anote. Retire el tapon E y haga que el nivel llegue nuevamente al nivel inicial. e)Rompa el extremo de la ampolla, introduzcala rapidamente en el tubo de vaporizacion y coloque inmediatamente el tapon 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. f)Cierre rapidamente la llave F, tome la temperatura del agua en la pera, lea el nivel de agua en la bureta,tomando como referencia la lecura realizada en d). 2)Relacion de Capacidades Calorificas por el Metodo de Clement y Desormes. a)Arme el equipo mostrado en la Fig.(2) de forma que todas las uniones queden hermeticamente cerradas. b)Manteniendo cerrado B, abra A permitiendo el paso de gas por el balon hasta tener un desnivel de 15 cm en el manometro de agua, cierre B y lea la diferencia de altura exacta(h1). c)Abra rapidamente B y cierrela en el momento en el que ambas ramas del manometro se crucen.

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d)Deje que se estabilice el liquido y lea la nueva diferencia de alturas(h2). e)Repita con dif. de alturas iniciales aproximadamente de 25 y 30 cm.

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Tabulacion de Datos y Resultados TABLA 1(Condiciones de Laboratorio) P(mmHg) T(°C) %HR

756 21 95

TABLA 2(Datos Experimentales) Tabla 2.1.(Densidad) Masa de la ampolla 0.6712g

Masa del cloroformo 0.1501g

P’b VCN R’ 754.88112 mmHg 0.0183 L 0.077

Tpera(°C) 25°C

Vdesplazado 20.5mL

ρteo(a CN) 5.68 g/L

ρexp (a CN) 8.202 g/L

(atm x L) (mol x K )

Tabla 2.2.(Capacidad Calorifica) h2 h2 h2 h2 h2(promedio) γ Cp(experimental) Cv(experimental)

h1=15 cm 2.9 3.4 3.3 3.1 3.175 1.27

h1=20 cm 5.1 4.3 5.0 5.2 4.9 1.28

h1=30 cm 9.2 8.9 8.4 7.9 8.6 1.40

36.023 J/mol*K 27.71 J/mol*K

TABLA 3(Datos Teoricos) Tabla 3.1.(Densidad) PCN 1 atm

TCN 273.15 K

PC(cloroformo) 53.79 atm

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TC(cloroformo) 536.55 K

ρ(teorico) a CN 5.68 g/L

Tabla 3.2.(Capacidad Calorifica) Cp(teorico) 29.26 J/mol*K

Cv(teorico) 20.9 J/mol*K

γdel aire(teorico) 1.4

TABLA 4(Resultados y E%) Tabla 4.1.(Resultados) ρ(teorico) a CN 5.68 g/L

Cp(experimental) 36.023 J/mol*K

Cv(experimental) 27.71 J/mol*K

γdel aire(experimental) 1.3

Cp 23.12%

Cv 32.59%

γdel aire 7.14%

Tabla 4.2.(E%) ρ a CN 44.4%

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Calculos y Ejem.de Calculos 1)Densidad de Gases a)Corrija la presion barometrica usando: P' b=Pb −

(100−HR ) F 100

Pb , P’b : presión barométrica y presión barométrica corregida. F: presión de vapor del agua a temperatura ambiente. HR: % de humedad del aire. Tenemos como datos que: HR%=95% P´ b=756 mmHg−

Pb=756mmHg

F(24°)=23,776 mmHg

( 100−95 ) (23.776 mmHg) 100

P´ b=754.88112 mmHg

b)Corrija el volumen del aire desplazado a condiciones normales(CN), 0°C y 1 atm. Se debe cumplir que: P1 V 1 P2 V 2 = =cte T1 T2 b=¿ 754.88112 mmHg 1=¿ P ´ ¿ P¿

CN =¿ 1 atm=760 mmHg P¿ V CN =¿ ?

V 1=20,1 ml

T CN =0° C=273 K

T 1 =25° C=298 K

( 754.88112 mmHg ) ( 20,1 ml ) (760 mmHg ) V CN = 298 K 273 K VCN = 18.3 ml = 0.0183 L c)Determine la densidad teórica del vapor a CN, usando la ecuación de Berthelot.

ρ=

PM R´ T

[

R´ =R 1 +

Donde:

12

9 Tc P 6T 2 1− 2c 128 P c T T

(

)]

Tc (CHCl3)=536.55 K Pc (CHCl3)=53.79 atm PCN=1 atm TCN=273 K Reemplazando tenemos que:

(

R´ = 0.082

R´ =¿ Ahora calculando

Donde:

0.077

atm x L mol x K

ρCN teórica =

PM R´ T

)]

CN

g mol

(

( 1 atm ) 119.4 ρCN teórica =

(

2

ρteórica :

M CHCl =119.4 3

)[

6 ( 536.35 K ) atm x L 9 x 536.35 K x 1 atm 1+ 1− 2 mol x K 128 x 54.2 atm x 273 K ( 273 K )

g mol

)

ρCN teórica =5.68

atm x L x (273 K ) (0.077 mol xK)

g L

d)Determine la densidad experimental del vapor a CN, dividiendo la masa entre el volumen corregido. CN

ρexperimenal =

m V CN

Masa del cloroformo: 0.1501 g. VCN= 18.3 ml = 0.0183 L ρCN experimenal =

0.1501 g g =8.202 0.0183 L L

2)Relacion de Capacidades Calorificas a)Determine la relación de capacidades caloríficas para cada altura inicial.

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Para 15 cm: γ = 15/(15-2.9)=1.24 γ = 15/(15-2.4)=1.29 γ = 15/(15-3.3)=1.28 γ = 15/(15-3.1)=1.26 Para 20cm: γ = 20/(20-2.9)=1.17 γ = 20/(20-4.3)=1.27 γ = 20/(20-5.0)=1.33 γ = 20/(20-5.2)=1.35 Para 30 cm: γ = 30/(30-9.2)=1.44 γ = 30/(30-8.9)=1.42 γ = 30/(30-8.4)=1.39 γ = 30/(30-7.9)=1.36 b)Determine γ promedio para cada gas. Para 15 cm: γ = (1.29+1.24+1.28+1.26)/4 = 1.27 Para 20 cm: γ = (1.17+1.27+1.33+1.35)/4 = 1.28 Para 30cm: γ = (1.44+1.42+1.39+1.36)/3 = 1.40 γpromedio = 1.27+1.28+1.40 / 3 = 1.3 c)A partir del promedio de γ , calcule los Cp y Cv experimentales. Sabemos: Cp =´γ Cv C p −C v =R

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Pero

γ´

R=8.314

= 1.3 y

Cp 13 =1.3= Cv 10

J mol x K

C p −C v =8.314

13 k−10 k=8.314

J mol x K

J mol x K

J mol x K

k =2.771

Por lo tanto: C p (experimental) =36.023

J mol x K

C v(experimental) =27.71

J mol x K

3)Calcule los porcentajes de error para cada experimento. a)E% Densidad %ERROR=

(

ρCN teórica =¿

%ERROR=

CN |ρCN teórica −ρexperimenal| CN

ρteórica

5.68

)

x 100

g L

ρCN experimenal =8.202

| (|5.68−8.202 ) x 100 5.68 %ERROR=44.4

b)E% γ %ERROR=

(

|γ teórico −γ experimental| γ teórico

)

x 100

15

g L

γ experimental = 1.3

γ teórico ( aire) = 1.4

Pero:

%ERROR=

| x 100 (|1.4−1.3 1.4 ) %ERROR

c)E% Cp

Cp teórico del aire = 29.26

J mol x K

Cp experimental del aire = 36.026

|

%E=

J mol x K

|

C p teórico−C p experimental x 100 C p teórico

– 36.026 |29.2629.26 |x 100

%E=

%E=23.12 d)E% Cv

Cv teórico del aire =20.9

Cv experimental del aire =

J mol x K

27.71

J mol x K

16

=7.14 %

|

%E=

|

Cv teórico−C v experimental x 100 C v teórico

– 27.71 |20.920.9 |x 100

% E=

%E=32.59

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Discusion de resultados -Para la densidad, se uso el metodo de Victor Meyer y una serie de calculos para hallar la densidad teorica. Al efectuarlos nos da un error muy grande (44.4%), una razon por la cual nos da este error puede haber pasado porque usamos una sustancia muy volatil, entonces al pasarlo al tubo puede que se haya escapado algo de la sustancia. -Para el metodo de Clément y Desormes la relacion de capacidades calorificas salio por debajo del 10% (7.14%) lo cual hace ver que se hizo una buena experiencia, tal vez el error era por la entrada de aire en el tubo que habria reducido la diferencia de alturas. -Para los casos del Cp y el Cv es lo mismo porque esos errores influyen en el resultado de los datos experimentales.

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Conclusiones y Recomendaciones  Las ecuaciones de gases ideales o reales dependen de la presion y la temperatura.  Cuando la temperatura aumenta, la densidad disminuye.  La constante γ aparte de ser una relación entre las capacidades caloríficas, también es una relación en el incremento de presiones en el proceso adiabático, entre el incremento de presiones en el proceso isotérmico.  En esta práctica se evidenció la importancia que tiene la aplicación de la densidad de gases reales, mediante la ecuación de Berthelot.   Tener todos los instrumentos cerca para que al transportar la ampolla no se evapore la sustancia.  Sellar los tubos correctamente.  Observar bien la diferencia de alturas.  Tratar de no dejar pasar el aire al momento de tomar las alturas.

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Apendice CUESTIONARIO 1.- En qué consiste el método de Regnault para la determinación de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas. Este método 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=DRT/P En un trabajo preciso se usa un bulbo más grande para llenarlo y otro de contrapeso, y se corrigen las mediciones reduciéndolas al vacío. 2.-Temperatura De Boyle En termodinámica, la temperatura de Boyle es aquella temperatura para la cual el segundo coeficiente virial (B 2) se vuelve cero. Es decir, B2(T) = 0. Matemáticamente,también se define como la relación de la constante a entre el producto de la constante universal de los gases por la constante b. Es un punto donde el gas se comporta más como un gas ideal. Además es el límite de la curva de Boyle. 3.-Defina Tp, Pc ,Vc Temperatura Crítica.-Temperatura sobre la cual un gas no puede ser licuado solo con presión. A esta temperatura, no hay distinción entre líquido y vapor, teniendo ambos la misma densidad y constituyendo un sistema homogéneo. Presión Crítica .-Es una característica de cualquier sustancia, que define el campo en el que ésta puede transformarse en vapor en presencia del solido correspondiente. Volumen Crítico .-Es el volumen ocupado por un mol de gas estando en la temperatura y presión críticas. 20

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Bibliografia -Raymond Chang,`Quimica´,10° edicion -Gaston Ponz Muzzo,`Fisicoquimica´,8°edicion -Jose Huapaya Barrientos,Fisicoquimica

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