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• Jonathan Garcia Sandoval

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MARTES 11-14 GRUPO E UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, DECANA DE AMÈRICA)

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA DEPARTAMENTO ACADEMICO DE FISICOQUIMICA LABORATORIO DE FISICOQUIMICA I GASES DOCENTE: FIGUEROA TAUQUINO, ANIBAL

INTEGRANTES: GARCIA SANDOVAL, JOHN FREDDY VARGAS SOSA, RUTH ZINTYA 15070146 LADERA AZA, KATHERINE GERALDINE

FECHA DE PRÁCTICA: 27/09/2016 FECHA DE ENTREGA: 04/10/2016 2016

ÍNDICE

15070047

15070030

1.

UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 1: Gases Resumen…………………………………………………………………………3

2.

Introducción………………………..…………….……………………...……..4

3.

Principios teóricos…………………..…………………………………............5

3.1 a) b)

Gas……………………………………..………………………………….....5 Gas ideal……………………………..…………………………....…...5 Gas real…………………………………..……………………………..5

3.2 a)

Condensación y condiciones críticas……..……………………….....6 Definición matemática………………………..……………….........7

3.3

Diferencia entre

3.4

Relaciones

Cp

y

C v en gases ideales…………………..……………...8

3.5

Relaciones

Cp

y

C v en gases reales……………………………….......9

4.

Detalles experimentales………………………………………………….....10

4.1

Determinación de la Densidad de Gases por el Método de Víctor Meyer……………………….....……………10

4.2

Relación de Capacidades Caloríficas por el Método de Clément y Desormes………………..……11

5.

Tabulación de datos y resultados……………………….…….....12

6.

Cálculos………………………………………………………………..15

7.

Discusión de resultados………………………….………………….18

8.

Conclusiones y recomendaciones……………………………….19

9.

Apéndice………………………………………………………………20

10.

Bibliografía…………………………………………………...………..22

1.

Cp

y

C v ………………………………..………..............8

RESUMEN

El presente informe aborda de manera experimental la teoría de Gases reales. El estudio de los gases reales es ciertamente más complejo que el Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio Fisicoquímica de los gases de ideales. Por lo cual, la determinación dePráctica sus propiedades, N° 1: Gasesno se puede hacer usando las ecuaciones propias de los gases ideales. Se recurrirá entonces a otras relaciones, algunas de las cuales involucran la “corrección” de sus semejantes ideales. El objetivo del presente trabajo es estudiar las principales propiedades de los gases reales, analizando para este propósito: la capacidad calorífica y la densidad de los gases. Bajo condiciones tales como: temperatura de 22ºC, presión de 756 mmHg y 92% de humedad relativa, se realizan los experimentos en mención. El cálculo de la densidad de los gases se hace usando el método de Víctor Meyer que permite determinar condiciones importantes en un gas tales como la presión, el volumen, la masa, la temperatura del gas, entre otros. Estableciendo una analogía con las condiciones normales, es posible determinar el volumen de la sustancia, lo cual finalmente nos permite obtener la densidad del gas a condiciones normales, siguiendo la muy conocida relación entre la densidad, la masa y el volumen. Posteriormente realizamos el cálculo de la relación entre las capacidades caloríficas (Cp. y Cv) para un gas, que en nuestro experimento es el aire. Para este propósito usamos el método de Clément y Desormes, según el cual es posible determinar la relación entre las capacidades caloríficas de un gas a partir de ciertas relaciones que involucran presiones. Los detalles experimentales de estos métodos son explicados de manera concisa, así como el análisis de los resultados obtenidos, respecto al margen de error de los experimentos, además de las conclusiones y las recomendaciones respectivas que permitan la obtención de mejores resultados así como la reducción del porcentaje de error.

2. INTRODUCCIÓN Los gases reales son presión se comportan baja o la presión muy en forma considerable

los que en condiciones ordinarias de temperatura y como gases ideales; pero si la temperatura es muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían de las de los gases ideales.

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UNMSM – FQIQIA Para Laboratorio estudiar de losFisicoquímica gases reales con mayor exactitud, es necesario Práctica N° 1:modificar Gases la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Es por esto que existen una serie de ecuaciones, llamadas ecuaciones de estado, para predecir el comportamiento de un gas tratado como gas real, entre las más utilizadas tenemos: la ecuación de Van Der Walls y la ecuación de Berthelot

3. PRINCIPIOS TEÓRICOS 3.1 GAS: Se denomina así, a aquel fluido que no tiene forma ni volumen definido. Se clasifican como: a) Gases Ideales: Son aquellos en los cuales el volumen ocupado por las moléculas, es insignificante respecto al volumen total y siguen la Ley de Gases Ideales: Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica PV =n R T

Práctica N° 1: Gases

b) Gases ideales: Presentan fuertes atracciones intermoleculares, siendo el volumen de las moléculas significativo respecto al total. Existen una seria de ecuaciones llamadas ecuaciones de estado, que corrigen las desviaciones de la idealidad, entre ellas tenemos la de Berthelot:

PV =n R ' T

[

9TC P 6 T 2C m PV = TR 1+ 1− 2 M 128 PC T T

( )

(

)]

Dónde: M= Masa molecular de la muestra m= Masa de la muestra R=Constante de los gases ideales R’=Corrección para desviación de idealidad P, V, T= Presión, volumen y temperatura del gas Pc, Tc = Presión y temperatura críticas del gas Los vapores de sustancias que no son gases a temperaturas ordinarias suelen encontrarse en este tipo.

3.2 CONDENSACIÓN Y CONDICIONES CRÍTICAS El término "punto crítico" a veces se utiliza para denotar específicamente el líquido-vapor de puntos críticos de un material. El líquido-vapor punto crítico indica las condiciones a partir del cual distintos líquidos y de gases de fases no existen.

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica

Práctica N° 1: Gases

El líquido-vapor de puntos críticos de presión-temperatura diagrama de fase está en la temperatura extrema alta de la fase gaseosa límite-líquido. La línea verde de puntos da el comportamiento anómalo del agua. Como se muestra en el diagrama de fase especies puras a la derecha, este es el punto en que el límite de fase entre líquido y gas termina. En el agua, el punto crítico se produce en torno a 647 K (374 ° C o 705 ° F ) y 22,064 MPa (3200 PSIA o 218 atm ) [1] . A medida que la temperatura crítica se plantea, las propiedades del gas y el enfoque de fases líquidas entre sí, resultando en una sola fase en el punto crítico: una homogénea fluido supercrítico . El calor de vaporización es cero en y más allá de este punto crítico, lo que no hay distinción entre las dos fases. Por encima de la temperatura crítica de un líquido no puede ser formado por un aumento en la presión , pero con la suficiente presión un sólido puede ser formado. La presión crítica es la presión de vapor a la temperatura crítica. En el diagrama que muestra la termodinámica las propiedades de una determinada sustancia, el punto en que la temperatura crítica y presión crítica cumplir se llama el punto crítico de la sustancia. La crítica volumen molar es el volumen de un mol de material a la temperatura crítica y la presión. propiedades críticas varían de un material a otro, como es el caso del punto de fusión y punto de ebullición . Propiedades críticas para muchas sustancias puras están fácilmente disponibles en la literatura. La obtención de propiedades críticas para las mezclas es algo más problemática. a) Definición matemática Para sustancias puras, no hay un punto de inflexión en la crítica isoterma en un diagrama pV. Esto significa que en el punto crítico: Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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UNMSM – FQIQIA 2 Laboratorio ∂p ∂dep Fisicoquímica

( ∂V ) ( ∂ V ) =

T

2

Práctica N° 1: Gases

=0

T

Esta relación se puede utilizar para evaluar dos parámetros para una ecuación de estado en términos de las propiedades críticas. A veces, un conjunto de propiedades reducidas se definen en términos de las propiedades críticas, es decir: [2]

Tr=

pr=

V r=

T TC p pC V T R C pC

Dónde: Tr es reducida

la

temperatura

pr es la presión reducida Vr es el volumen reducido R es la constante universal de los gases

Como puede verse en la figura 1(b), el volumen y la presión a la que ocurre el cambio de fase depende de la temperatura, esto es, de la isoterma en la que nos estemos moviendo. Como puede apreciarse en la gráfica, conforme aumenta la temperatura la coexistencia líquidovapor tiene lugar a mayor presión y volumen, y cada vez tiene lugar durante un intervalo de volumen más pequeño.

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica Cp y 3.3 Diferencia entre

Cv

N° a 1: presión Gases (Capacidad Práctica calorífica

constante y a volumen constante)

Cp

La diferencia entre

y

C v es que

Cp

se aplica si el trabajo se

hace para el sistema que provoca un cambio en el volumen (por ejemplo, al mover un pistón para comprimir el contenido de un cilindro), o si el trabajo es realizado por el sistema que cambia su temperatura (por ejemplo, calentando el gas en un cilindro de causar un pistón para moverse).

Cv

se aplica sólo si, el trabajo realizado - es cero. Consider

the difference between adding heat to the gas with a locked piston, and adding heat with a piston free to move, so that pressure remains constant. Tenga en cuenta la diferencia entre la adición de calor al gas con un pistón bloqueado, y la adición de calor con un pistón libre para moverse, para que la presión permanece constante. In the second case, the gas will both heat and expand, causing the piston to do mechanical work on the atmosphere. En el segundo caso, el gas y ampliar tanto el calor, haciendo que el pistón para hacer el trabajo mecánico en la atmósfera. The heat that is added to the gas goes only partly into heating the gas, while the rest is transformed into the mechanical work performed by the piston. El calor que se añade al gas va sólo en parte en calentar el gas, mientras que el resto se transforma en trabajo mecánico realizado por el pistón. In the first, constant-volume case (locked piston) there is no external motion, and thus no mechanical work is done on the atmosphere; is used. En él, de volumen constante el primer caso (llave de pistón) no hay ningún movimiento externo, y por ende no se realiza trabajo mecánico en la atmósfera; C V se utiliza. In the second case, additional work is done as the volume changes, so the amount of heat required to raise the gas temperature (the specific heat capacity) is higher for this constant pressure case. En el segundo caso, el trabajo adicional se realiza como los cambios de volumen, por lo que la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura del gas (la capacidad calorífica específica) es más alto para este caso una presión constante. 3.4 Relaciones

Cp

y

C v en gases ideales

Para un gas ideal, la capacidad calorífica es constante con la temperatura. En consecuencia, podemos expresar la entalpía como interior de la energía como

U=C V T

H=C p T

y el

. Por lo tanto, también se puede

decir que la relación entre capacidad térmica es la relación entre la entalpía de la energía interna:

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica H

γ=

Práctica N° 1: Gases

U

Por otra parte, las capacidades caloríficas se pueden expresar en términos de capacidad de relación de calor (γ) y la constante de los gases (R):

C P=

γR γ −1

CV =

R γ −1

Puede ser bastante difícil encontrar información tabulada para que

CP

CV

,

ya

es más comúnmente tabulado. La siguiente relación, se puede

utilizar para determinar

CV . CV =C P −R

3.5

Relaciones de

CV y C P

en gases Reales

A medida que aumenta la temperatura, mayor energía y vibración estados de rotación se hacen accesibles a los gases moleculares, lo que aumenta el número de grados de libertad y la reducción de γ . Para un gas real, tanto

CV y C P

aumentan; al aumentar la

temperatura, sin dejar de se diferencian entre sí por una constante C P=C V + R fija (como arriba, ), que refleja la relativamente constante P∗V

diferencia en el trabajo realizado durante la expansión, para

una presión constante contra las condiciones de volumen constante. Así, la proporción de los dos valores, γ disminuye al aumentar la temperatura. Para obtener más información sobre los mecanismos de almacenamiento de calor de los gases, vea la sección de gas de capacidad calorífica específica.

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Práctica N° 1: Gases

4. DETALLES EXPERIMENTALES 4.1 Determinación de la Densidad de Gases por el Método de Víctor Meyer a) Se instaló el equipo como se muestra en la Fig. (1).

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica Fig. (1)

Práctica N° 1: Gases

b) En un vaso con agua de caño, lleno hasta sus 2/3 de volumen, se colocó el tubo de vaporización. Manteniendo la llave de la bureta cerrada y el tubo sin su tapón (E) se llevó a ebullición durante 10 minutos. c) Mientras se calentaba el agua, se pesó una ampolla de vidrio. Luego, se calentó la ampolla y se introdujo en un vaso que contenía una pequeña porción de líquido orgánico volátil (cloroformo), de tal modo que la muestra llenó la ampolla. d) Luego, se selló la ampolla y se dejó enfriar para pesarla nuevamente. e) Se abrió la llave de la bureta y se introdujo la ampolla con el extremo roto en el tubo y rápidamente se colocó el tapón. A medida que bajaba el nivel de agua en la bureta se igualaba con el de la pera, hasta que llegó un tope y se anotó el volumen desplazado. f) Finalmente se cerró la llave, se sacó el tapón y se determinó la temperatura del agua de la pera. 4.2 Relación de Capacidades Caloríficas por el Método de Clément y Desormes. a) Se instaló el equipo como se muestra en la Fig. (2) de tal modo que todas las uniones quedaron herméticamente cerradas.

Fig. (2) b) Tapamos B con el dedo y con ayuda del balón otorgamos gas al sistema. Bombeamos hasta que el desnivel de agua en el manómetro sea de 10 centímetros. Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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UNMSM – FQIQIA

de Fisicoquímica c) Laboratorio Destapamos B y la tapamos inmediatamente en el momento en el Práctica N° 1: Gases que ambas ramas del manómetro se cruzan por primera vez. d) Esperamos que se estabilice el líquido manométrico y leemos la nueva diferencia de alturas. e) Realizamos el mismo procedimiento con las siguientes diferencias de alturas iniciales: 15, 20 y 30 cm.

5. TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS 5.1 Tabla #1: Condiciones del laboratorio P(mmHg) 756

T(°C) 22

%HR 92

5.2 Tabla #2: Datos experimentales Datos de alturas para determinar γ por el método de Clément y Desormes

h2 (cm) h´2 (cm)

h1=15 cm 3.5 3.3 3.4 3.4

h1=20 cm 4.4 4.1 4.3 4.3

h1=30 cm 10.4 10.2 10.1 10.3

3.40

4.28

10.25

Datos obtenidos para determinar la densidad por el método de Víctor Meyer Masa de la ampolla 0.5052 g Masa de la ampolla con 0.6186 g cloroformo Volumen desplazado 18.6 ml Temperatura de la pera 297.15 K

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Práctica N° 1: Gases

5.3 Tabla #3: Datos teóricos Datos del cloroformo (CHCl3)1 Tc 536.15 K Pc

41040 mmHg

Peso molecular

119 g/mol

Condiciones normales(CN )

Presión

1 atm

Temperatura

273.15 K

Constante de los gases ideales( R)

CN

ρteòrico

0.82 atm x L/mol x K

5.68

g L

Pv H 2O (25 ° C)

19.83 mmHg

γ aire teorico

1.4

CVteorico

4.98

cal mol . K

C Pteorico

6.96

cal mol . K

1 John H. Perry, Chemical Engineers’ handbook, McGraw-Hill Book Company, Inc., 1950 THIRD EDITION pp.204 Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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Práctica N° 1: Gases

5.4 Tabla #4: Resultados y % Error Resultados ρ

CN experimental

6.68 g / L

CVexp

5.53

cal mol . K

C Pexp

6.68

cal mol . K

Error ρ

CN experimental

20

CVexp

11

C Pexp

8

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Práctica N° 1: Gases

6. CÁLCULOS 6.1 Densidad de Gases a) Corrija la presión barométrica usando: P b' =Pb−

.F ( 100−H 100 )

Pb’, Pb: Presión barométrica corregida y presión barométrica. F: Presión de vapor del agua a temperatura ambiente H: % de humedad del aire Reemplazando los datos: P b' =756 mmHg−

(100−92) x 19.83 mmHg 100

P b' =754.41 mmHg b) Corrija el volumen del aire desplazado a condiciones normales. '

PCN .V C P b .V D = T CN TP V C : volumen corregido V D : volumen desplazado

T p :temperatura de la pera

Reemplazando datos: 1 atm . V C 754,41 mmHg. atm .18,6 mL = 273.15 K 760 mmHg .297,15

V C =16.97 mL

c) Determine la densidad teórica del vapor a CN, usando la ecuación de Berthelot. ´ Px M ρCN = teorico R ´ xT

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Laboratorio de Fisicoquímica Ecuación de Berthelot:

Práctica N° 1: Gases

[

R' =R 1+

(

9 x Tc x P 6 x Tc 1− 2 128 x Pc x T T

'

R :Correcciòn para desviacion de la idealidad

2

)]

Reemplazando datos:

273.15 K ¿ ¿ (¿2¿¿) 6 x (536.15 K)2 1− ¿ 9 x 536.15 K x 1atm 1+ ¿ 128 x 54 atm x 273.15 K L . atm R' =0.082 ¿ mol . K R' =0.077

L . atm mol . K

Luego: 1 atmx 119.38 g mol ρCN teòrico = L. atm 0.077 x 273.15 K mol . K

ρCN teòrico =5.68

g L

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

CN experimental

0.1134 g 103 mL = x 16.97 mL 1L

ρCN experimental =6.68 g / L

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Práctica N° 1: Gases

6.2 Relación de Capacidades Caloríficas a) Determine la relación de capacidades caloríficas para cada altura inicial. C h γ= P = 1 CV h 1−h´2 h1=15 cm

I. γ 15=

CP 15 = =1.29 C V 15−3.40 h1=20 cm

II.

γ 20=

CP 20 = =1.27 C V 20−4.28

h1=30 cm

III.

γ 30=

CP 30 = =1.52 C V 30−10.25

b) Determine γ promedio para el gas. ´ = γ aire exp

γ 15 +γ 20 + γ 30 3

γ ´exp =

1.29+1.27+ 1.52 =1.36 3

aire

c) A partir del valor promedio de

γ , calcule los C y C P V

experimentales. ´ = γ aire exp

C Pexp C Vexp

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica cal

C P=C V + R , R=1.987

Práctica N° 1: Gases

mol . K

Reemplazando: 1.36=

C V +1.99 CV

C Pexp =7.52

CVexp =5.53

cal mol . K

cal mol . K

7. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

|teórico−experimental |x 100 teórico

%Error= E exeso=

ρCN experimental :

5.58−6.68 x 100 5.58

E exeso=20

CVexp : E exeso=

4.98−5.53 x 100 4.98

E exeso=

6.96−7.52 x 100 6.96

E exeso=11 C Pexp :

E exeso=8

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Práctica N° 1: Gases

8. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES  Conclusiones 

La medida inexacta del volumen desplazado alteró considerablemente en la determinación experimental de la densidad del cloroformo.  En el método clement al aumentar la presión en el balón la energía cinética de las moléculas aumenta.  Cuando se da la expansión adiabática la presión disminuye pero las moléculas siguen con la misma energía cinética ya que esto se da a temperatura constante y esto hace que intenten escapar por el tubo elevando la altura del líquido en el manómetro.  Recomendaciones 

 

Antes de colocar la ampolla con cloroformo en el tubo, se recomienda hacer unas tres pruebas del volumen desplazado para tener mayor exactitud. Al retirar la ampolla de la estufa utilizar los guantes y las pinzas para no sufrir quemaduras. En el método clement cerrar bien la válvula para que el gas no es cape antes de empezar a tomar los valores de la altura de lo contrario se cometerá errores mayores.

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Práctica N° 1: Gases

9. APÉNDICE Cuestionario 1 En que consiste el método de Renault para la determinación de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas. Este método consiste en la determinación de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas a temperatura ambiente 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 TRD M= P En un trabajo más preciso se usa un bulbo más grande para llenarlo y otro de contrapeso, y se corrigen las mediciones reduciéndolas al vacío. 

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

Las isotermas de un gas real tienen una forma más compleja que las isotermas de un gas ideal (hipérbolas), ya que deben dar cuenta de los cambios de fase que puede experimentar. Ciudad Universitaria, Octubre del 2016

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica  Explicar el efecto de la altura de un Práctica campo N° gravitacional 1: Gases

sobre la presión de los gases. La altura o diferencia de altura que se tiene entre dos puntos genera un aumento o disminución de la presión.

2 Explique que es la temperatura de Boyle. En la temperatura de Boyle el gas real se comporta como idealmente en un amplio intervalo de presiones, debido a que casi se compensa el tamaño de las moléculas y el de las fuerzas intermoleculares esto se muestra en la figura

3 Defina el punto crítico (Pc, Tc, Vc.)... Es la temperatura más alta a la que pueden coexistir tanto la fase liquida como la fase gaseosa de una determinada sustancia pura.  Presión crítica: Es una característica de cualquier sustancia, que define el campo en el que ésta puede transformarse en vapor en presencia del líquido correspondiente.

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UNMSM – FQIQIA Laboratorio de Fisicoquímica  Temperatura crítica: es la temperatura límiteN° por encima Práctica 1: Gases

de la cual un gas miscible no puede ser licuado por compresión. Por encima de esta temperatura no es posible condensar un gas aumentando la presión. A esta temperatura crítica, si además se tiene una presión crítica (la presión de vapor del líquido a esta temperatura), se está en el punto crítico de la sustancia.

 Volumen crítico: Volumen ocupado por un mol de una sustancia a su temperatura y presión críticas. 10.

Bibliografía 

https://books.google.com.pe/books? id=lJJcF1oqP5wC&pg=PA89&dq=diagramas+del+punt o+critico&hl=es419&sa=X&ved=0ahUKEwjy4PL3pLrPAhWGox4KHZy2 C-AQ6AEIHDAA#v=onepage&q=diagramas%20del %20punto%20critico&f=false

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