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7/26/2019 informe de gases.pdf

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TABLA DE CONTENIDO

I) Introducción……………………………………………

II) Principios teóricos……………………………………

III) Detalles experimentales…………………………………

IV) Tabulación de datos y resultados experimentales………

V) cálculos…………………………………………

VI) Análisis y discusión de resultados…………………

VII) Conclusiones y recomendaciones…………………

VIII) Bibliografía…………………………………………………





I. Introducción

En la primera experiencia se medirá la densidad de la acetona a condiciones

ambientales y, gracias a las relaciones de conservación de la masa, se podrá

establecer la densidad de la sustancia a condiciones normales. Las pequeñas

dimensiones de las medidas y la presión ambiental propician a considerar a laacetona como gas ideal y hallar su volumen por medio de sus parámetros

particulares.

En la segunda experiencia, se emplea la teoría barométrica para resolver el

problema de encontrar las capacidades caloríficas a presión constante y a

volumen constante del aire –considerado como gas ideal – por medio de

relaciones de presión y, consecuentemente, de diferencias de altura respecto de

un nivel de referencia.



II. Principios teóricos

El estado más simple de la materia es el gas, una forma de la materia capaz deocupar cualquier recipiente en el que sea introducida. El estado gaseoso es unestado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están

separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetroreal de las moléculas. El volumen ocupado por un gas depende de la presión,temperatura y la cantidad de moles.

-Variables

Presión

Definimos presión como la fuerza dividida por el área sobre la que seaplica dicha fuerza. Cuanto mayor es la fuerza que actua sobre un áreadada mayor es la presión. El origen de la fuerza ejercida por un gas es el

choque incesante de las moléculas contra las paredes del recipiente. Launidad en el sistema internacional, el pascal (Pa), se define como 1newton por metro cuadrado:

1Pa= 1 N.m-2

Temperatura

La temperatura es la propiedad que nos indica la dirección del flujo deenergía. Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez esuna forma de energía que podemos medir en unidades de calorías.

Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calorfluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.

-Gas ideal

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículaspuntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí.

Ley del gas ideal

Los estados de agregación de la materia pueden caracterizarse en términos de

dos cantidades: flujo y estructura de las moléculas.

Estado Flujo de un conjuntode moléculas

Estructura de unconjunto de moléculas

Gas perfecto Extenso Inexistente

Gas real Extenso Casi inexistente

Líquido Distancia corta Estructura relacionada

Cristal líquido Moderado Cierta estructuracristalina

Sólido amorfo Poco Poca

Cristal real Casi inexistente Altamente estructura

Cristal perfecto Inexistente Completamenteestructurado

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas

http://es.wikipedia.org/wiki/Te%C3%B3rico

http://es.wikipedia.org/wiki/Part%C3%ADcula_puntual




http://es.wikipedia.org/wiki/Te%C3%B3rico

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas



Una fase se define como un estado de la materia completamente homogéneo y

uniforme A cualquier temperatura y presión, un compuesto puro puede existir

como gas, líquido o sólido, o, a ciertos valores específicos de T y P, como una

mezcla de fases, como cuando el agua hierve o se congela. Por tanto, un

compuesto o una mezcla pueden consistir en una o más fases.

Cuando la distancia media entre las moléculas de una sustancia es lo bastante

grande como para ignorar los efectos de las fuerzas intermoleculares y el

volumen de las moléculas mismas, un gas se puede considerar como gas ideal.

Luego, un gas ideal es un gas imaginario que obedece exactamente la siguiente

relación:

PV=nRT

Donde P es la presión absoluta del gas, V es el volumen total ocupado por el

gas, n es el número de moles del gas, R es la constante universal de los gases(8,314 J/(mol·K)) y T es la temperatura absoluta del gas. Esta ecuación se puede

aplicar a un compuesto puro o a una mezcla.

-Gas real

Se han hecho varias tentativas para obtener una relación P-V-T más precisa que

la de los gases ideales y que cubra un intervalo más amplio de condiciones.

Tales relaciones generalmente ganan en precisión a expensas de un aumento

en su complejidad y la necesidad de un mayor número de datos para describir algas en particular. Algunas de estas relaciones se extienden hasta el

comportamiento P-V-T en la región líquida.

La ecuación de estado de Van der Waals es un intento de modificar algunas

dificultades teóricas obvias de la relación de gases ideales. En 1873, Van der

Waals arguyó que el volumen de un gas no era cero cuando la presión se hacía

muy grande, tal como estaba implícito en la relación de gases ideales, ya que los

átomos del gas deberían ocupar cierto volumen específico b. Entonces, la

relación de gases ideales se transforma en:

V̅ = RTP + b

Y el volumen del gas tiende a b cuando la presión se hace muy grande.

Además, la presión medida en la superficie no es la verdadera presión del gas y

realmente es menor. Lejos de las superficies, las moléculas del gas están

expuestas a fuerzas atractivas de corto alcance debidas a la vecindad de las

otras moléculas del gas que las rodean; cerca de la superficie, las moléculas del

gas están expuestas a estas fuerzas solo por un lado, reduciendo así la presión

efectiva ejercida sobre la pared. En esta forma, la presión debe aumentarse en



cierto valor sobre la presión medida P. El aumento en P debe depender del

volumen específico, ya que si este aumenta hay menos masa y, por ende, menos

moléculas presentes dentro de un volumen dado que ejerzan las fuerzas

atractivas. Por lo tanto, Van der Waals propuso que la presión del gas ideal P

debería reemplazarse por P + a/

V̅2 para tener en cuenta dichas fuerzas. La

ecuación de Van der Waals queda:

P = RTV̅ − b − aV̅

Las constantes a y b deben determinarse para cada gas. Para ello:

a =27RTC64PC b =

RTC8PC

Es obvio que la ecuación se basa en modelo físico del comportamiento de los

gases un poco más elaborado que el modelo de gases ideales. Aunque la

ecuación de Van der Waals no da una relación precisa entre las propiedades del

gas, ofrece una explicación de las causas de las desviaciones observadas

respecto de las predicciones debidas a un gas ideal.

Otra ecuación de estado de precisión limitada a bajas presiones (1 atmósfera e

inferiores) fue formulada por Berthelot en 1899:

P = RTV̅ (1 + 9PTCPCT 1 − 6TCT )

Determinación de la densidad de un vapor

Los gases que condensan a líquidos a presiones no demasiado superiores a la

presión atmosférica se denominan vapores. Estos gases se aproximan a las

leyes ideales con menor precisión que los gases ordinarios. Obedecen a

densidades de vapor, en que las sustancias se han pesado en estado sólido o

líquido. Las determinaciones de las densidades de vapores son de gran

importancia ya que exhiben bien la masa molecular de una sustancia o bien el

grado de disociación.

El método de Víctor Meyer inicia con una masa líquida conocida y busca el

volumen ocupado por el gas. El líquido se evapora rápidamente en un espacio

cerrado lleno de aire, que está a la misma temperatura que sus alrededores el

vapor producido expulsa un volumen equivalente de aire, el mismo que escapturado en un eudiómetro y medido a la temperatura ambiente. La temperatura



en que el líquido se evapora, por tanto, no necesita especificarse con exactitud.

Más aun, por la misma razón, el espacio en que ocurre la evaporación no

necesita estar a la misma temperatura todo el tiempo; solo requiere mantener

condiciones estacionarias. Si la evaporación toma un tiempo considerable, el gas

puede difundir por la parte superior del tubo, o aun salir del tubo y del eudiómetro.

El peligro de la difusión es mayor cuanto más elevada esté la temperatura, por

lo que la evaporación debe completarse lo más pronto posible.



III. Detalles experimentales

-Materiales

Método de

Víctor Meyer

Método de

Clement y



IV. Tabulación de datos

A) Determinación de la densidad de gases por el método de Mayer

Masa de la acetona = 0.0648g

V inicial = 25 ml

V final = 1.1 ml

V desalojado = 23.9 ml

Temperatura de la pera = 26 °C

B) Relación de capacidades caloríficas por el método de Clement y

Desormes

Altura 1 (H1) Altura 2 (H2) Diferencia de alturas

18.2 2.8 15.4

13.9 1.9 12.0

15.8 2.4 13.4



MI 6 9 FQ A

UNIVERSIDAD NACIONAL

MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE INGENIERA

GEOLOGICA

LABORATORIO DE FISICOQUMICA

PRACTICA NUMERO 1: GASES

PROFESOR:

TORRES DIAZ FRANCISCO

INTEGRANTES:

CHANGANAQUI PLASENCIA CARLOS MANUEL 14160113

LUICHO ZELAYA JOHN ALEXANDER 14160097

BOBADILLA PUMACAYO PETER 13170149

GRUPO: A

FECHA DE REALIZACION: 20/04/16

FECHA DE ENTREGA: 27/04/16



V. Discusión de resultados

Los resultados obtenidos en el experimento de Meyer para determinación de la

densidad de la acetona son similares a los teóricos lo cual nos demuestra que

este método es efectivo para tal propósito. Se registró aun así, un porcentaje

de error considerable. Este error probablemente se deba a la medición de lamasa de la acetona (problemas con la balanza) o a la mala medición de otros

datos importantes como: la temperatura de la pera o el volumen desplazado en

la bureta. También pueden haber propagado un error de este tipo el considerar

valores arbitrarios como el de la presión atmosférica (asumimos 756 mmHg

pero dicho valor debía ser determinado usando cierto tipo de instrumentos con

los cuales no cuenta el laboratorio) o la humedad relativa

Respecto al experimento relacionado a las capacidades caloríficas, pese a lasimpleza del método de Desormes, los resultados obtenidos experimentalmente

con este método corresponden muy bien a los datos teóricos (considerando al

aire, que está compuesto en un 78% por Nitrógeno y 21 % de oxígeno, en estas

condiciones como un gas ideal diatónico)

VI. Conclusiones y recomendaciones

CONCLUSIONES:

El método de Meyer para la determinación de la densidad de gases es efectivo

Para poder determinar la densidad de gas real es necesario considera la

ecuación de los gases reales (similar a la de los gases ideales pero con R

corregido). Es preciso determinar el valor de dicho R para lo cual se usa una

relación planteada por Berthelot. Además de asumir condiciones normales para

facilitar los cálculos. Así mismo debemos usar relación conocidas como la de la

densidad respecto a la masa y el volumen.

Para el segundo experimento la aplicación de las relaciones para gases realesrelativas a la capacidad calorífica son correctas, ello fue comprobado

experimentalmente.



Recomendaciones:

Para la obtención de mejores resultados así como la reducción del porcentaje

de error, se hacen las siguientes recomendaciones:

A) Para el experimento de determinación de densidad de gases

Realizar un pesado correcto de la sustancia en análisis (acetona ennuestro experimento)

Nivelar adecuadamente el líquido en la bureta tal como lo indica elproceso, hasta que la diferencia no supere los 0.2 ml

Tener cuidado con la temperatura que puede adquirir el agua del vaso,recordar que la temperatura de ebullición del agua es mayor que la de la

acetona. Cuidar que no haya fugas en el tapón del tupo de vaporización o al

cerrar la llave de la bureta.

Esperar como indica el proceso,10 minutos para realizar la toma dedatos ( temperatura de pera y variación de volumen en la bureta)

Cuidado en los cálculos matemáticos, cambio de unidades, etc. Loscálculos involucran formulas un tanto complejas que pueden provocarerrores sistemáticos y propagación de errores.

B) Para el experimento de determinación de capacidades caloríficas.

Asegurar que no exista fugas en los conductos, ya que ello provocaría unafuga del aire y un error considerable en las mediciones de alturas y porpropagación, en los cálculos experimentales.

Se recomienda la participación de 3 personas para una realización máscómoda de este experimento. Una persona que bombee el aire al sistema,otra que se encargue de obstruir el orificio y la manguera cuando seanecesario, y otra persona que se encargue de medir las diferencias dealturas y tomar los apuntes respectivos.

Precisión en el procedimiento, específicamente en la parte de abrir lasalida de aire para la determinación del h1, dado que este paso requierede cierta habilidad y reflejos. De obtenerse medidas que difieran muchode las otras estas deberán ser reemplazadas por otras más exactas.También precisión en la medición de las diferencias de altura h1 y h2, serecomienda: Esperar que el líquido se estabilice para poder hacer lamedición.



BIBLIOGRAFIA:

AGUILAR S.A. Fisicoquímica Ediciones (7ma. edición, España, 1972 Pág.

283

PONS MUZZO: “Fisicoquímica” Editorial Universo S.A. (2da. Edición, Lima

- Perú, 1973) Pág. 24-27, capitulo 2, pag70, capitulo 3.pag.119.

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