169233973-Informe-de-Laboratorio-de-Fisicoquimica-01-Gases

Año: “Del dialogo y reconciliación nacional”
UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO
Facultad:
Ciencias Del Ambiente
Especialidad: Ingeniería Sanitaria
Tema:
Docente:
Estudiante:
Investigación científica
Ing. BARBA REGALADO, Alejandro
ROSALES CAMONES, Kevin
Huaraz, 25 de abril de 2018
Código: 171.0706.040
CONTENIDO
Introducción
………
03
Objetivos
……….
04
Fundamento teórico
……….
04
Detalles experimentales
Procedimiento
Cálculos y resultados
Discusión de resultados
Conclusiones y recomendaciones
Bibliografía
Apéndice
…………… 06
………………...
07
……………
08
………………… 09
……………...
09
……………... 10
……………. 10
2
INTRODUCIÓN
En el siguiente experimento llevado a cabo, la cual se titula gases, no es más que una
introducción importante a la teoría de gases ideales y reales; al estudio y análisis de los
planteamientos de la teoría de difusión de gases de Graham
El gas es un término químico que se refiere a estado de agregación de la materia, el
cual carece de forma y volumen, esto se debe a la manera como está compuesto, ya
que está integrado por moléculas que no se encuentran unidas, propagadas y con
una mínima fuerza de atracción entre ellas, acogiendo la forma y el volumen del
envase que lo contiene. Debido a que las moléculas que constituyen el gas no son
atraídas unas por otras, estas pueden desplazarse en el vacío en forma separada y
muy rápidamente, expresando así sus propiedades.
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I.
OBJETIVOS
1.1 Objetivo General:
1.1.1.- Conocer las propiedades de los gases para su mejor
comprensión, como la densidad.
II.
FUNDAMENTO TEORICO
2.1.- PRINCIPIOS TEÓRICOS
GAS.- Se denomina así, a aquel fluido que no tiene forma ni volumen
Generalmente se comportan en dos formas:
2.1.1
Gases ideales.- Son aquellos en los cuales el volumen ocupado por las
moléculas es insignificante respecto al volumen total y se ajustan a la ley de
los gases ideales y a la ecuación de estado
PV = n.R. T
2.1.2
definido.
.................................. (01)
Gases reales.- Presentan fuertes atracciones intermoleculares , siendo el
volumen de las moléculas significativo respecto al total, estos no se ajustan a
la ecuación (01)
Existe una serie de ecuaciones, llamadas ecuaciones de estado entre ella
tenemos BERTHELOT que corrigen las desviaciones de la idealidad la
ecuación de BERTHELOT es válida para presiones cercanas a 1 atm.
PV = n.R´T
………………………….. (02)
2ъ
й
щ
жTc ц
m
9 TcxP к
к
к
ч
зз ч ъъ
PV =
TR к1 +
1
6
ч ъъ
зи T ш
M
128 PcxT к
к
к
ъъ
л
ы
л
ы
En las ecuaciones (2) y (3):
M: peso molecular
m : masa de la sustancia
R : const. De los gases ideales
P,V,T : presión, volumen y temperatura del gas.
4
Pc, Tc: presión y temperatura criticas del gas.
Los vapores de sustancias que no son gases a temperaturas ordinarias suelen
encontrarse en este tipo.
2.2 DENSIDAD DE LOS GASES.a. Densidad absoluta.- relación entre la masa por unidad de volumen.
b. Densidad relativa.- relación de la densidad de una sustancia con respecto a
la de un gas de referencia.
c. La densidad (ρ).-la densidad (p) de un gas se puede obtener de la relación :
r=
m PM
=
V
R´T
……………………………… (4)
d. La ecuación general de los gases
(A condiciones
del laboratorio.)
PV/T = Pcn Vcn / Tcn
(A condiciones.......... (5)
normales )
2.2 Gas monoatómico.- Un gas monoatómico, como por ejemplo son los gases
nobles tiene moléculas formadas por un sólo átomo. Eso a que la energía de
rotación, al ser la molécula casi puntual, pueda despreciarse. Así en los gases
monoatómicos la energía total está prácticamente toda en forma de energía
cinética de traslación. Como el espacio es tridimensional y existen tres grados
de libertad de tralación eso conduce de acuerdo con el teorema de equipartición
a que la energía interna total U de un gas ideal monoatómico y su capacidad
calorífica CV vengan dadas por:
Donde T es la temperatura absoluta, N es el número de moléculas de gas dentro del
sistema que estudiamos, n el número de moles, k la constante de Boltzmann y R la
constante universal de los gases ideales. Así el calor específico molar de un gas ideal
monoatómico es simplemente cv = 3R/2 o cp = 5R/2. Los gases monoatómicos reales
también cumplen las anteriores igualdades aunque de modo aproximado.
2.4 Gas Diatómico.- En un gas diatómico la energía total puede encontrarse en forma
de energía cinética de traslación y también en forma de energía cinética de rotación, eso
hace que los gases diatómicos puedan almacenar más energía a una temperatura dada. A
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temperatura próxima a la temperatura ambiente la energía interna y la capacidad
caloríficas vienen dadas por:
Para temperaturas extremadamente altas, la energía de vibración de los enlaces empieza
a ser importante y los gases diatómicos se desvían algo de las anteriores condiciones. A
temperaturas aún más altas la contribución del movimiento término de los electrones
produce desviaciones adicionales. Sin embargo, todos los gases reales como el
hidrógeno (H2), el oxígeno (O2), el nitrógeno (N2) o el monóxido de carbono (CO),
cumplen a temperaturas ambiente moderadas las anteriores relaciones. Por tanto estos
gases tienen calores específicos o capacidades caloríficas molares cercanos a cv = 3R/2.
2.5 Gases Poliatomicos.- El teorema de equipartición para gases poli atómicos sugiere
que los gases poli atómicos que tienen enlaces "blandos" o flexibles y que vibran con
facilidad con q frecuencias, deberían tener una capacidad calorífica molar dada por:
(*)
Donde r mide los grados de libertad rotacionales (r = 1 para moléculas lineales,
r = 2 para moléculas planas y r = 3 para moléculas tridimensionales). Sin
embargo estas predicciones no se cumplen a temperatura ambiente. La
capacidad calorífica molar aumenta moderadamente a medida que aumenta la
temperatura. Eso se debe a efectos cuánticos que hacen que los modos de
vibración estén cuantizados y sólo estén accesibles a medida que aumenta la
temperatura, y la expresión (*) sólo puede ser un límite a muy altas
temperaturas. Sin embargo, antes de llegar a temperaturas donde esa expresión
sea un límite razonable muchas moléculas se rompen por efecto de la
temperatura, no llegando nunca al anterior límite. Un tratamiento rigurso de la
capacidad calorífica requiere por tanto el uso de la mecánica cuántica, en
particular de la mecánica estadística de tipo cuántico.
III.
DETALLES EXPERIMENTALES
3.1 Materiales y Reactivos
Materiales:
3.1.1 Equipo de Víctor Meyer para densidad de vapor.
3.1.2 Regla.
3.1.3 Mechero de bunsen.
3.1.4 Bombillas de jebe.
3.1.5 Trípode.
3.1.6 Vasos de precipitados de 50, 100 y 600 mL
3.1.7 Pipetas.
3.1.8 Capilar.
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Reactivos:
3.1.9 Etanol (C2H5OH)
IV.
PROCEDIMIENTO
4.1.- Determinación de la Densidad de Gases por el método de Víctor Meyer
4.1.1
Instalamos el equipo como se muestra a continuación en la fig. 01
Fig. 01
4.1.2
Mientras se estaba calentando el agua en la olla, se pesó el capilar solo y
después con un par de gotas de etanol, caliente la ampolla, retire e introduzca
el capilar en un vaso que contenga una pequeña porción de la muestra
4.1.3
Abra la llave de la bureta nivele el agua hasta la marca inicial con la pera C.
coloque el tapón E, observe el descenso del volumen y si este no fluctúa en
más de 0.2 ml. iguale los niveles y lea la bureta. Retire el tapón E y haga que
el nivel llegue nuevamente al punto inicial.
7
4.1.4
Rompa el extremo de la amolla introdúzcala rápidamente en el tubo de
vaporización B y coloque inmediatamente el tapón E a medida que baja el
nivel del agua deje de bajar.
4.1.5
Cierre rápidamente la llave F y espere 10 min. Tome la temperatura del agua
en la pera, lea el nivel del agua en la bureta tomando referencia la lectura
realizada en d.
V.
CALCULOS Y RESULTADOS
5.1 DENSIDAD DE LOS GASES: corregir la presión manométrica.
𝑝𝑏 ∗= 𝑝𝑏 − (
100−ℎ
100
× 𝐹)
Dónde:
Pb*= presión manométrica corregida
Pb=presión manométrica
h=porcentaje de humedad
F=presión de vapor de agua a T. ambiente.
100−37.43
𝑝𝑏 ∗= 525 𝑚𝑚𝐻𝑔 − (
Pb*= 514,69 mmHg.
100
× 16.48 𝑚𝑚𝐻𝑔)
5.2 𝑚(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) = 𝑤 (𝑐𝑎𝑝𝑖𝑙𝑎𝑟 + 𝑒𝑛𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙) − 𝑤𝑐𝑎𝑝𝑖𝑙𝑎𝑟
𝑚(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) = 0.2050𝑔 − 0.1921 𝑔
𝑚(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) = 0.0129 𝑔
5.3 Por la ley de amagat
Vaire desplazado= v– vo
=2.0 – 13.2
=11,2 ml.
5.4 Por la ley de Dalton: determinar la presión de gas seco.
Ph=Pgs + Pv(H2O) A T °C
Pb*=P(C2H5OH) + Pv(H2O) A (19 °C)
P(C2H5OH) = Pb* - Pv(H2O) A (19 °C)
P(C2H5OH) = 514,69 mmHg – 16,48 mmHg
P(C2H5OH) = 498,21 mmHg.
5.5 Corregir volumen de aire desplazado a C.N.
𝑃(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) 𝑉(𝐶2𝐻5𝑂𝐻)
𝑃𝐶𝑁 𝑉𝐶𝑁
=
𝑇𝐶𝑁
𝑇𝐴𝑀𝐵𝐼𝐸𝑁𝑇𝐸
𝑉𝐶𝑁(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) =
𝑃(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) 𝑉(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) 𝑇𝐶𝑁
𝑇𝐴𝑀𝐵𝐼𝐸𝑁𝑇𝐸 𝑃𝐶𝑁
8
𝑉𝐶𝑁(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) =
(498,21 𝑚𝑚𝐻𝑔)(11.2 𝑚𝑙)(293 °𝑘)
(292 °𝑘 )(760𝑚𝑚𝐻𝑔)
𝑉𝐶𝑁(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) = 7,37𝑚𝑙
5.6 Densidad de etanol a C.N:
𝑚(𝐶2𝐻5𝑂𝐻)
𝜌(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) =
𝑉𝐶𝑁(𝐶2𝐻5𝑂𝐻)
0.0129 g
0.7370𝑙
𝜌(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) = 0,0175 𝑔/𝑙
5.7 Densidad teórica del etanol a C.N. mediante la ecuación de BERTHELOT.
𝑚
9 𝑇𝑐 𝑃
6𝑇𝑐 2
𝑃𝑉 = 𝑅𝑇 [1 +
(1 − 2 )]
𝑀
128 𝑇 𝑃𝑐
𝑇
𝜌(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) =
𝜌𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎 =
𝑃(𝑀(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) )
9 𝑇𝑐 𝑃
6𝑇𝑐 2
𝑅𝑇 [1 + 128 𝑇 𝑃𝑐 (1 − 2 )]
𝑇
Reemplazando los datos en la ecuación tenemos:
𝜌𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎 = 2,000 𝑔/𝑙
VI.
DISCUCION DE RESULTADOS
6.1 Por considerar de importancia del cálculo de las densidades de gases siempre lo
mediremos con referencia de la temperatura y presión del ambiente Al tener en
nuestra mano estos cálculos será más fácil la determinación de las densidades pero
teóricamente.
6.2 Ya que en la parte práctica o en la parte experimental este resultado no es cierto ya
que hay ciertos errores que lo varían por eso se determina presiones o temperaturas
corregidas para agregarle a la parte teórica para así obtener un resultado verídico
6.3 Teóricamente la densidad de una gas se puede obtener con ecuaciones determinadas
pero hay que tomar que cuenta que existe en la vida practica diferentes factores que
podrían cambiar este resultado además el error de uno mismo por eso es importante
tener mucho cuidado en la realización de estos experimentos.
VII.
CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES
7.1 Durante la puesta en régimen del equipo el aire que contiene el tubo de vaporización
se expande (el tubo de desprendimiento en este momento no debe estar sumergido en
la campana). Esto sucede hasta que la temperatura alcance un valor constante en todo
el equipo y el aire de todo el tubo se encuentre a la misma temperatura.
9
7.2 En la determinación de la presión de vapor de los líquidos a temperaturas mayores
que la ambiental, se tiene que a mayor temperatura tendremos una menor presión,
esto significa que la presión de vapor es inversamente proporcional a la temperatura.
7.3 La temperatura ambiental no difiere de una temperatura incrementada con calor,
mientras haya un tubo de escape del vapor de agua, todo esto con respecto a que el
nivel de mercurio este en equilibrio. Podemos deducir que el oxígeno presente en el
sistema influye a mantener el equilibrio del nivel del mercurio.
7.5 La recomendación que se hace es que en el laboratorio cada mesa de trabajo
cuente con todos los materiales y reactivos necesarios para el experimento, para
evitar así desorden y pérdida de tiempo.
VIII.
BIBLIOGRAFIA
8.1 FARRINGTON Daniels - “Fisicoquímica” 4ta Edit. Edit. Compañía Editorial Continental S.A. 1970
8.2 CASTELLAN Gilbert - “Fisicoquímica” 2da. Edit. Fondo Educativo
Interamericano. España 1972
8.3 K.C. Rolle - 2da. Edit. Edit. - Interamericana México, 1984
8.4 MARRON Y PRUTON - Fundamentos de Fisicoquímica,
Ediciones Limusa México – 1984.
APÉNDICE
Fig. 02 Equipo de Víctor
Meyer Instalado
Fig. 03 Capilar introducido
con el Etanol
10
Fig. 04 Nivelación del agua entre la
Pera de decantación y la Bureta
Fig. 05 Pesado del Capilar
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