Informe-fiqui-2-1 rk4o

RESUMEN Objetivos: 

Analizar las propiedades de los gases como capacidad calorífica y densidad experimentalmente.

Condiciones de Laboratorio   

Presión : 756mmhg Temperatura : 21 0C %HR : 95

Principio Teórico más importante que apoya la práctica: 

Gases Reales: Sus propiedades no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases ideales. Se debe tener en cuenta la capacidad calorífica, efectos de compresibilidad, etc. Con la ecuación de berthelot podemos corregir las desviaciones de idealidad.



Capacidad calorífica de gases: Es el calor necesario para elevar la temperatura de una sustancia en un grado .la relación de esta es conocida como ɣ la cual depende de la cantidad de átomos que posee el gas .Se puede calcular mediante el método de clement y desormes que consiste en una expansión adiabática y luego en calentamiento a volumen constante.

Resultados: Vdisp =8,6ml γ promedio =1,1926

Tpera=250C

Dexp = 5,75 g/L

Cv(exp) =10,3167

Pb´ =755,067

(exp)=12,3037

%Error (Densidad de gases) = 1,68 %Error () =76,92 %Error (Cv) = 107,68

Conclusión: 

En el método de Clement y Desormes el gas utilizado en el laboratorio ejerció presión haciendo mover el líquido en el manómetro y que las moléculas se movieron y chocaron con cualquier superficie que hicieron o.

Recomendación: 

Se recomienda haber calentado la ampolla para lograr introducir el cloroformo.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

Se denomina gas al estado de agregación de la materia en la cual bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan débilmente entre sí. Los gases son fluidos altamente compresibles que experimentan cambios de densidad en la presión y temperatura. 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 los gases ideales Los gases ideales cumplen las siguientes leyes 

Ley de Boyle



Ley de Charles Gay-Lussac

P1V1 =P2V2

V1 T1 = La ecuación que describe la relación entre la presión temperatura y la cantidad (moles) de un gas ideal es:

P1 T1

=

P.V=RTn

b) Gases reales: Presentan fuertes atracciones intermoleculares, siendo el volumen de las moléculas significativo respecto al total. Estos gases no siguen la ecuación .Existen una serie de ecuaciones llamadas ecuaciones de estado, que corrigen las desviaciones de la idealidad, entre ellas tenemos la de Berthelot:

DENSIDAD DE GASES a) Densidad Absoluta: Relación entre la masa por unidad de volumen, Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3), aunque frecuentemente se expresa en g/cm3.

b) Densidad Relativa :La densidad relativa de una sustancia es la relación existente entre su densidad y la de otra sustancia de referencia; en consecuencia, es una magnitud adimensional (sin unidades)

CAPACIDAD CALORIFICA DE GASES Para un gas ideal se definen dos capacidades caloríficas molares que pueden ser a volumen constante (Cv), y a presión constante (.). Cv (volumen constante): es la cantidad de calor que es necesario suministrar a un mol de gas ideal para Elevar su temperatura un grado mediante una transformación isócorica. Toda la energía se emplea en aumentar la temperatura

(presión constante): es la cantidad de calor que es necesario suministrar a un mol de gas ideal para Elevar su temperatura un grado mediante una transformación isóbara. El cuerpo se dilata y parte de la energía se invierte sobre el entorno. El valor de ambas capacidades caloríficas puede determinarse con ayuda de la teoría Cinética de los gases ideales. Los valores respectivos para gases monoatómicos y diatómicos se encuentran en la siguiente tabla Monoatómico

Diatónico

Cv

3 2 R

5 2 R



5 2 R

7 2 R

Donde R es la constante universal de los gases ideales, R = 8.31J/mol.K

DETALLES EXPERIMENTALES



Relación de capacidades caloríficas por

el

método

Desormes  Primero

de

armamos

Clement el

y

equipo

como se muestra en la figura.



Luego abrimos A y cerramos B permitiendo el paso del gas por el balón hasta tener un desnivel aproximadamente de 10 cm en el manómetro de



agua, cerramos B y anotamos la diferencia de alturas la cual sería h 1. Después de haber anotado la altura abrimos B rápidamente y la cerramos



en el momento en que ocurrió un cruce de los niveles de agua. Dejamos que se estabilicen los niveles de agua y esta nueva diferencia



de altura es h2. Repetimos el mismo procedimiento pero en este caso con las alturas (h 1) 15, 20,30 cm.



Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer.  Primero instalamos el quipo como se muestra en la figura

Luego



en

un

vaso de 100ml colocamos 400ml de agua de caño y lo llevamos a ebullición a 10min.Mientras se calienta el agua de caño , pesamos la ampolla de vidrio, luego de pesarlo lo calentamos con ayuda del mechero



Vaciamos un poco de la muestra cloroformo en un recipiente y colocamos la ampolla de manera horizontal, lo dejamos por unos minutos para que la sustancia se introduzca en la ampolla. Luego Colocamos la ampolla dentro del tubo de vaporización y colocamos inmediatamente el tan E y abrimos la llave F y observamos el volumen que baja de la bureta y la temperatura en la pera.

TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS

 Tabla #1 Condiciones de laboratorio P (mmHg) 756

T(°C) 21

%HR 95

 Tabla #2 Datos Experimentales Capacidades Caloríficas −¿¿ h2

h1

15

h1

20

−¿¿ h2

3,15

h1

30

−¿¿ h2

5,2

10,3167



12,3037

2,3

γ promedio =1,1926 Cv

Densidad de Gases V’ 7,8264

Pb’ 755,067 Temperatura de la pera 25 0 C

Densidad experimental 5,75 g/L

Volumen Dispersado 8,6ml

 Tabla #3 Datos teóricos Cv 4,9675

Capacidades Caloríficas 6,9545

R 1,987 cal/mol.K

Referencia para la “R”: http://www.eiq.cl/pproust/si/R.html

Densidad teórica (g/L)

Presión Critica (atm)

Densidad de Gases Temperatur Peso a Critica (K) molecular (g/mol)

F (presión R’ de vapor de agua a 21°) 5,655 53,79 536 119,39 18,663 0,077343 Referencia para Presión crítica, temperatura crítica y peso molecular: http://www.quimica.unam.mx/IMG/pdf/7cloroformo.pdf

Referencia para F: http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf

 Tabla #4 Resultados y %E

Valor teórico =6,9545 Cv =4,9675

Valor teórico 5,655

Capacidades Caloríficas Valor experimental =12,3037 Cv =10,3167

Densidad de Gases Valor experimental 5,75

%E 76,92 107,68

%E 1,68

CALCULOS Y EJEMPLOS DE CALCULOS Relación de capacidades caloríficas por el método de Clement y Desormes  Relación de capacidades caloríficas /Cv para cada altura: h1−h−¿ 2 C p h1 γ= = Cv ¿ 

Para h1= 15 cm, con un

−¿=2,3 cm h¿2

15 cm = =1,181 C v 15 cm−2,3 cm 

Para h1= 20 cm, con un

−¿=3,15 cm h¿2

20 cm = =1,187 C v 20 cm−3,15 cm 

Para un h1= 30cm, con un

−¿=5,2 cm h¿2

30 cm = =1,21 C v 30 cm−5,2 cm

 CV/ promedio: γ prom=

γ 1+ γ 2 + γ 3 3

Remplazando datos: γ prom=

1,181+ 1,187+1,21 =1,1926 3

 Determinación de y Cv a partir de “γ” experimental: El calor específico siempre es mayor que Cv. Para gases ideales, la diferencia entre ambos es la constante universal de los gases “R”

R=1,987

cal mol . K

C p =γ C v

C p −C v =R γ C v −C v =R C v ( γ −1 ) =R Usamos γ prom=1,1926 C v ( 1,1926−1 )=1,987

C v ( 0,1926 )=1,987

C v =10,3167

:

cal mol . K

cal mol . K

cal mol . K

Hallamos : C p =1,1926 x 10,3167

C p =12,3037

cal mol . K

cal mol . K

Finalmente, estos datos experimentales podrán ser comparados con los teóricos para finalmente hallar nuestro porcentaje de error. Considerando que el aire es una mezcla de gases diatómicos (78% por N2 y 21% por O2) es posible establecer las siguientes relaciones: 5 Cv= R 2

7 = R 2

Con un R=1,987 cal/mol.K Así, para el aire, teóricamente se establece: 

5 cal Cv= 1,987 2 mol . K

Cv=4,9675

cal mol . K

 =6,9545

7 cal = 1,987 2 mol . K

cal mol . K

 Con estos valores teóricos podemos hallar el porcentaje de error  Para el Cv

| 4,9675−10,3167 |x 100=107,68 4,9675

E= 

Para el

|6.9545−12.3037 |x 100=76.92 6.9545

E=

DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE GASES POR EL MÉTODO DE VICTOR MEYER

Hallando la densidad del cloroformo (CHCl3)



Presión barométrica corregida (Pb’): P b' =Pb−

'

( 100−h ) F 100

P b =756 mmHg−

( 100−95 ) x 18,663 mmHg 100

P b' =755.067 mmHg



Volumen corregido:

(

P b' x V T pera '

V=

)

=

Sistema

(

P xV ' T

)

CN

755,067 mmHg 273 K x x 8,6 mL 760 mmHg 298 K

V ' =7,8274 mL



Densidad experimental: ρ=

m V'

ρ=

0,045 g 7,8274 mL

ρ=5,75 x 10−3

g mL

Convirtiendo unidades: ρ=5,75 x 10−3



g 1000 mL g x =5,75 mL L L

Densidad teórica:

Ecuación de Berthelot '

P x V =R x T x n …(1)

[

{ ( ) }]

T 9 T P x V =T x n x R 1 + x 1−6 c 128 Pc T T

2

Se deduce que el R’ es igual a:

[

{ ( ) }]

Tc 9 T R =R 1+ x 1−6 128 Pc T T '

2

Donde Presión y temperatura son a Condiciones Normales. Además, Presión Critica y temperatura crítica han sido extraídas de Handbooks como datos teóricos.

[

{ (

L . atm 9 536 K x 1atm 536 K R =0,082 1+ x 1−6 mol . K 128 53,79 atm x 273 K 273 K '

L . atm mol . K

R' =0,077343

Remplazando en la ecuación (1): '

P x V =R x T x n P x V =R' x T x

m ´ M

( )

´ m PxM = ' R xT V ´ PxM =ρteórica ' R xT 1 atm x 119,39 ρ= 0,077343

ρteórico =5,655

g mol

L . atm x 273 K mol . K g L

 Ahora podemos hallar el porcentaje de error: x 100=1,68 |5,655−5,75 5,655 |

E=

) }] 2

DISCUSION DE RESULTADOS

El error obtenido en la determinación de la relación de capacidades caloríficas pese a que realizaron varias pruebas, nos dio un porcentaje muy considerable, tanto para capacidad calorífica a presión constante (),al igual que capacidad calorífica a volumen constante (Cv),por factores de imprecisión al tomar las medidas de las alturas de los desniveles, al no precisar el momento exacto en el cruce de ambas columnas del manometro,al no bloquear completamente la salida del gas. Para el cálculo de la densidad de gases fue necesario corregir la presión barométrica y el volumen, ya que este último se mide exactamente a condiciones normales, debido a que las condiciones del laboratorio no lo permiten.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES



Conclusiones o

Se logró determinar de manera experimental el valor de la densidad del formol en su forma de vapor así como también la relación entre C p y Cv en un proceso adiabático el cual corresponde al

γ , observando también que es una relación entre el

o o

incremento de presiones en el proceso. El calor específico a presión constante siempre es mayor que a volumen constante. Los gases reales cumplen las leyes de los gases ideales solo en determinadas

o

condiciones. A presiones altas, la densidad del gas aumenta, las moléculas están más cerca entre si y las fuerzas de atracción son considerables, en este caso hay mayor

o

desviación al comportamiento ideal. En el experimento de Víctor Meyer se suelta una ampolla con formol, esta ampolla romperse libera el vapor que se desplaza al eudiómetro en una proporción igual al de los vapores formados a la temperatura del tubo interior.



Recomendaciones o

Revisar en los equipos que

las conexiones, deben estar herméticamente

o

cerradas que no tengas fugas. Estar atentos en el experimento de Víctor Meyer, al momento de destapar la ampolla para que no se escape el gas y cierre rápidamente la llave cuando el

o

líquido se deje de bajar. En el experimento de Clement y Desormes, tener bien presionada la manguerilla para que no se escape el gas, y cerrar rápidamente cuando ambas niveles de los líquidos se crucen.

APENDICE



CUESTIONARIO 1. En que consiste el método de Regnault para la determinación de los pesos moleculares de la sustancia gaseosa. 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 cc de capacidad, provisto de llave, se evacua y se 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 en el gas W, en el matraz cuyo volumen se determina llenándolo y pesándolo con agua a mercurio, cuyas densidades se conocen.

2. Explique las diferencias y semejanzas que existen entre las isotermas de un gas real y la de un gas ideal. Para un gas ideal, a una masa dada y temperatura constante, siempre el producto de la presión por su volumen respectivo constante: ( PV )T =K Según la geometría analítica esta ecuación representa una hipérbola y para distintos valores la temperatura, en cada caso constante, variando P y V, tendríamos una familia de hipérbolas equiláteras, llamadas isotermas. Para un gas real existe semejanza con esta ley, pero a altas temperaturas, mientras que a bajas temperaturas las curvas tiene una apariencia bastante distinta. La parte horizontal de las curvas es peculiarmente sorprendente, esto por la influencia de los estados críticos.

3. Explique el principio de Equiparticion de la Energía. El problema típico de física es un plano inclinado (o rampa) sin fricción, con una pelota soltada desde el reposo en la parte superior. Cuando explicamos el problema decimos: la pelota tiene una energía debido a la altura sobre el nivel

del piso, llamada energía potencial gravitacional; si la pelota se desliza hacia abajo, la energía inicial se convertirá en energía cinética en la parte más baja del plano inclinado. A esto se le conoce como el “Principio de la Conservación de la Energía”. Haciendo alusión a nuestros tiempo electorales, podemos afirmar que tenemos 79, 454,802 votantes en potencia (IFE, 2012), y en condiciones ideales se deberán convertir en votos el 1 de julio. Si consideramos un partido único contendiente tendríamos el cien por ciento de los votos a favor de un candidato; podríamos acuñar el término: Principio de la Conservación de la Votación. Haciendo más complejo el problema de física, la pelota empieza a rodar mientras desciende. Mientras rueda, aparece una velocidad angular, y por lo tanto una energía cinética rotacional. La nueva energía cinética no aparece como por arte de magia, sino que proviene de la energía potencial gravitacional inicial, y por lo tanto, la energía cinética original ya no tendrá la misma cantidad al llegar a la parte más baja. La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma; y ahora se transforma en dos tipos de energía cinética (lineal y rotacional). En el caso de los votantes, tendremos la posibilidad de convertir el voto para uno u otro candidato. Al final de la votación ideal tendríamos divididos los votos en uno y en otro lado. Estadísticamente hablando, deberían ser cincuenta por ciento para un candidato y cincuenta por ciento para otro candidato. Finalmente, podemos complicar el problema, haciendo vibrar a la pelota mientras rueda hacia abajo. En ese caso aparecerá otro tipo de energía cinética debida a la vibración, y de nueva cuenta tendrá su origen en la energía potencial gravitacional inicial, y las otras energías cinéticas reducirán su valor. En la parte más baja del plano inclinado tendremos tres tipos de energía cinética, repartiéndose la energía potencial gravitacional. A este fenómeno le conocemos como el “Teorema de la Equipartición de la Energía”, el cual nos dice que la energía se distribuye entre los diferentes medios independientes de poseer energía de un sistema. Es decir, si tenemos más formas de convertir energía, cada una recibiría una porción de energía, y en condiciones ideales cada uno tendría la misma cantidad de energía (por partes iguales).

Bibliografía 

http://www.fisicanet.com.ar/fisica/gases/ap02_gases_reales.php

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http://quimica.laguia2000.com/leyes-quimicas/ley-de-los-gases-reales

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Gaston Pons Muzzo Fisicoquímica