Gases

Laboratorio de Fisicoquímica

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA Escuela de Ingeniería Química

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[GASES]

PROFESOR: TORRES DIAZ , FRANCISCO

INTEGRANTES: CAJACURI PEREZ, JHOMARA RUTH 14070161 MATIAS BRAÑEZ, JOSELYN BELEN 14070172 REÁTEGUI PASCASIO ISRAEL JAVIER ISAAC 14070188

FECHA DE PRÁCTICA: 22/09/15

FECHA DE ENTREGA: 29/09/15

GRUPO: E

TURNO: Martes 11 – 14 pm

[Escribir texto] Página 1

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INDICE

I. Resumen

II. Introducción

III. Principios Teóricos

IV. Procedimiento experimental

V. Tabulación de datos y resultados experimentales

VI. Cálculos y ejemplos de cálculos

VII. Discusión de resultados

VIII. Conclusiones y Recomendaciones

IX. Apéndice

1. Hoja de reporte

2. Cuestionario

3. Graficas

4. Otros

X. Bibliografía

Facultad Ingeniería Química Página 2


I. RESUMEN

El objetivo principal del experimento es reconocer y observar en la práctica las propiedades de los gases tales como la densidad a través del método de Víctor Meyer y la capacidad calorífica a través del método de Clement y Desormes.El experimento se desarrollado en un ambiente adecuado con insumos y materiales que han sido estudiados con anterioridad para esta aplicación, en este caso el cloroformo (CHCl3) es nuestro gas a analizar y las condiciones de laboratorio son: Presión =756mmHg, Temperatura = 23ºC y Humedad relativa=96%

El método de Víctor Meyer nos permite hallar el volumen experimental de un gas a temperatura de ebullición, El método de Clement y Desormes; nos permite hallar el coeficiente de dilatación adiabática que es la razón entre la capacidad calorífica a presión constante (Cp) y la capacidad calorífica a volumen constante (Cv). De esta experiencia se tiene que la relación de la capacidad calorífica a presión constante y la capacidad calorífica a volumen constante ante pequeñas variaciones de presión está en función a las alturas.

El primer experimento a tratar es la determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer en el cual utilizamos como insumo el cloroformo (CHCl3) el resultado teórico de su densidad es de 0.0056

g/mLmientras que la densidad experimental es de 0.011 g/ mL y su %E es igual a 96.42 % en el segundo experimento de la relación de capacidades caloríficas utilizando al aire como gas tenemos un resultado teórico de 1,40 a una temperatura de 23ºC mientras el resultado experimental es para

h1=15cm es , para h1=20cm es y para h1=30cm es

Podemos concluir que la densidad del cloroformo encontrada en el laboratorio es mayor a la densidad del aire que es de 1.2mg/mL esto comprueba experimentalmente que la densidad del cloroformo en estado gaseoso es más pesada a comparación del aire.El método de Clement y Desormes es muy certero y apropiado para esta experiencia (capacidades caloríficas) puesto que en los cálculos realizados se reporto un pequeño porcentaje de error acercándonos al valor teórico, esto demuestra la efectividad del método.Es recomendable sumergir la ampolla de vidrio al instante en el liquido volátil (cloroformo) después de ser calentada en el mechero, puesto que el tiempo que la ampolla se encuentre fuera del liquido tendera a succionar el aire que existe a su alrededor y eso reduce el volumen de liquido volátil que entrara o será



succionada por la ampolla, esto afecta a que exista una buena pesada del liquido ingresado motivo por el cual existirá un mínimo error en la pesada.

II. INTRODUCCIÓN

El presente informe titulado “Gases” está diseñada de tal manera que en sus páginas se han colocado los pasos que se debe seguir para poder realizar esta práctica de una manera que sea comprensible para cualquier lector y pueda lograr resultados confiables.

Consideramos que al hacer este informe de esta manera nos es útil debido a que, como ingenieros químicos, estamos en contacto con gases de todo tipo a lo largo de nuestra vida laboral, por tal motivo necesitamos los conocimientos básicos para enfrentar al mundo laboral con éxito y así poder sobresalir.

Los objetivos planteados para esta experiencia:

Estudiar la densidad de los gases. Estudiar la capacidad calorífica de los gases.

En el interior de este informe se podrá encontrar las condiciones a las cuales fue realizada esta experiencia, un margen teórico extenso, los detalles experimentales, resultados obtenidos organizados en tablas y los cálculos respectivos

III. PRINCIPIOS TEORICOS

GAS

Se denomina así, a la materia que posee la propiedad de llenar completamente el recipiente que lo contiene, con una densidad uniforme, por ello no posee forma ni volumen definido. Las fuerzas de repulsión son más intensas que las de cohesión.

Estas moléculas gaseosas están dotadas de un movimiento, incesante y caótico, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene. Generalmente se comportan de dos formas:

Gas Ideal



Un gas ideal viene a ser un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de 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. Se ajustan a la Ley de Gases Ideales y a la ecuación de estado:

Ley de los gases ideales

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

Donde:

= Presión = Volumen

= Moles de Gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura absoluta

Gases reales

Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal, habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales, que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya seas átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de



sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.

El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad (tendencia a formar enlaces). Así, por ejemplo, los gases nobles al ser moléculas monoatómicas y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano hidrógeno. Menos ideales serán los triatómicos, como el dióxido de carbono; el caso del vapor de agua aún es peor, ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno, lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos, el que tendrá un comportamiento más ideal será el metano perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así, el butano es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es porque cuanto más grande es la partícula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales, mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.

También se pierde la idealidad en condiciones extremas, como altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química.

P, V, T : Presión, Volumen y Temperatura del gas



M : Peso Molecularm : Masa de la sustanciaR : Constante de los Gases IdealesR' : Corrección para desviación de idealidadPc, TC : Presión y Temperatura crítica del gas

Densidad de Gases

La densidad ( ) es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen, y puede utilizarse en términos absolutos o relativos. En términos sencillos, un objeto pequeño y pesado, como una piedra o un trozo de plomo, es más denso que un objeto grande y liviano, como un corcho o un poco de espuma.

Densidad Absoluta

Relación entre la masa por unidad de volumen.

Densidad Relativa

Relación de la densidad de una sustancia con respecto a la de un gas de referencia. La densidad ( ) de un gas se puede obtener a partir de la relación:

Relación de capacidades caloríficas de los gases

Capacidad Calorífica de los gases

Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una sustancia en un grado. Hay dos tipos de capacidad calorífica:



Con volumen constante, cuando el volumen se mantiene constante mientras se eleva la temperatura, lo que da origen a que aumente la presión del gas. El calentamiento se realiza en recipiente cerrado.

Con presión constante, cuando la presión se mantiene constante mientras se eleva la temperatura, lo que da origen a que aumente el volumen del gas. El calentamiento se realiza en recipiente abierto.

La relación de ambas, conocida como depende si el gas es mono, di o poliatómico y puede ser determinada experimentalmente mediante el método de Climent y Desormes, realizando en el sistema, primero una expansión adiabática, y luego un calentamiento a volumen constante; para un sistema de éste tipo se cumple:

Cp - Cv = R = 1.987 cal/mol-K

y si el cambio de presión es pequeño, sabiendo que P= gh:

Expansión Adiabática

Un proceso es adiabático cuando no hay ni ganancia ni perdida de calor, esto es, que el sistema en estudio se aísla térmicamente de sus alrededores de modo que q=0. En una expansión adiabática, el trabajo



externo se afecta a expensas de la energía interna del gas y la temperatura desciende.

IV. DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales

Equipo de Victor Meyer para la densidad de vapor

Equipo para relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes. Regla

Bulbos Vasos de 50, 200 y 600 mL.



Pipetas

Reactivos

Líquido orgánico volátil

V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Relación de Capacidad Calorífica por el Método de Clément y Desormes.

a. Armamos el equipo a usar para este método, tal como se muestra en la figura 1. Tener en cuenta que las uniones deben estar herméticamente cerradas.

b. Mantenemos cerrado B y por medio de A permita el paso del gas por el balón hasta tener un desnivel aproximadamente de “h1 “ en el manómetro de agua.

c. Luego, abrir B y ciérrela rápidamente en el momento en que ambos meniscos se equilibren o crucen por primera vez.

d. Dejamos que se estabilice el liquido manométrico y lea la nueva diferencia de alturas que tomaría nuestro valor de “h2 “ .

e. Repetimos el experimento con diferencia de alturas iniciales de aproximadamente h1 = 15, 20 y 25 cm.



Fig. 1

2. Determinación de la Densidad de Gases por el Método de Víctor Meyer.

a. Instale el equipo como se muestra en la Fig. 2.b. Coloque en un vaso agua de caño hasta sus 2/3 de su volumen

(A), y dentro de este el tubo de vaporización (B),manteniendo cerrada la llave de la bureta F y abierto el tapón E. Lleve el a agua a ebullición durante unos 10min. Mientras se esté calentando el agua, pese una ampolla hasta 10 milésimas de g. Caliente la ampolla, retire e introduzca el capilar en un vaso que contenga una pequeña porción de liquido volátil, enfríe y repita la operación hasta introducir 0.1 y 0.2 g. de muestra, pese y si ha logrado el peso adecuado, selle el capilar, deje enfriar y pese nuevamente.

c. Abra la llave de la bureta, nivele el agua hasta la marca inicial con la pera.

d. Coloque el tapón E, iguale los niveles, lea la bureta y anote. Retire el tapón E y haga que el nivel llegue nuevamente al nivel inicial.

e. Repita d) hasta que el volumen desalojado de agua no fluctué en más de 0.2 mL. Respecto a la lectura anterior.

f. Rompa el extremo de la ampolla, introdúzcala rápidamente en el tubo de vaporización y coloque inmediatamente el tapón E. a



medida que baje el nivel del agua en la bureta igual al de la pera, hasta que el nivel del agua deje de bajar.

g. Cierre rápidamente la llave F; espere unos 10 min. Y tome la temperatura del agua en la pera , lea el nivel del agua en la bureta, tomando como referencia la lectura realizada en (d).

Fig. 2

VI. TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

Tabla 1: Condiciones de Laboratorio

P (mmHg) T (ºC) HR

756 26 96%

Tabla 2: Datos Teóricos

2.1 Para la Determinación de la Densidad de Gases


DENSIDAD DEL GAS

Masa molecular del cloroformo (CHCl3)

119.39 g/mol

Temperatura crítica del cloroformo 536.20K

Presión crítica del cloroformo 41192 mmHg

Presión de vapor de agua a 23ºC 21.068 mmHg


Fuente:http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf http://www.quimica.unam.mx/IMG/pdf/7cloroformo.pdf

Datos teóricos del gas a C.N.

TemperaturaC.N PresiónC.N F(presión de vapor de agua)

273.15K 760mmHg 21.068mmHg

2.2 Para la Relación de Capacidades Caloríficas

Gas Cv CpT

Monoatómico 3 5 5/3=1.66Diatómico 5 7 7/5=1.40triatómico 7 9 9/7=1.28

Tabla 3: Datos Experimentales


DENSIDAD DE GASES

Peso ampolla 0.4708 g

Peso ampolla + cloroformo 0.6214 g

Peso del cloroformo 0,1506 g



Volumen de agua desplazado 14.75 mL

Temperatura del agua en la pera 302.15 K


h1=15cm h1=20cm h1=30cmh2 3.4 6.4 11.2h2 4.7 6.8 10.3h2 3.5 5.7 10.0h2 5.5 5.3 9.9h2 4.275 6.05 10.35

Tabla 4: Resultados y Porcentaje de error en la experiencia


Resultados

Presión Barométrica corregida Pb’ 755.157 mmHg

Volumen corregido 13.249 mL

Densidad Teórica del gas a C.N. 0.0056 g/mL

Densidad experimental del gas a C.N. 0.011 g/ mL

Error de la Densidad 96.42 %




VALORESDATOS

Valor teórico

Valor experimental

% de error

h1=15cm 1.40 1.39 0.714%h2=20cm 1.40 1.43 2.142%h3=30cm 1.40 1.52 8.571%

VII. CÁLCULOS

1. Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer

a. Corrija la presión barométrica usando:

Datos:

Pb’ : Presión barométrica corregida

Pb : Presión barométrica

h : Humedad relativa del aire (96%)

F : Presión de vapor de agua a 23ºC



Reemplazando:

b. Corrija el volumen del aire desplazado a condiciones normales (CN), 0ºC y 1 atm.

Hallando

Por la ley de Boyle



c. Determina la densidad teórica del gas a C.N. , usando la ecuación de Berthelot.

Por la ecuación de Berthelot

P V = n R’ T

Reemplazando:

Hallando la densidad teórica



d. Determine la densidad experimental del gas a C.N. dividiendo la masa entre el volumen corregido.

2. Determine la Relación de Capacidades Caloríficas

a. Determine la relación de capacidades caloríficas para cada altura inicial.

Hallando la relación de capacidades caloríficas para diferentes h1:

Para h1=15cm



Para h1=20cm

Para h1=30cm

3. Calcule el porcentaje de error para cada experimento.

a. Para la densidad

b. Para las Capacidades caloríficas

Hallando el porcentaje de error:



Para

Para 2

Para γ3

VIII. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la determinación de la densidad de los gases por el método de

Víctor Meyer el porcentaje de error nos arroja una cantidad de 96.4 %

, este porcentaje de error lo atribuimos probablemente a que no

estuvo muy bien asegurada la manguera que conducía el aire, por lo

que pudo haber escape de aire y se pudo enfriar afectando los

resultados, ya que se trataba de una expansión adiabática(no cambia

calor con su entorno); también podemos relacionarlo con la técnica de

llenar la ampolla de cloroformo la cual al realizarse tiene

imperfecciones debido a la diferencia de masas ya que el cloroformo

es un liquido volátil, por último podría deberse también a que el

equipo no se asegura completamente con los tampones por lo que

pudo haber ingresado mayor cantidad de aire lo que afectaría luego

en el volumen producido.



La variación del resultado puede deberse a que no se logró colocar

rápidamente la ampolla en el vaso con cloroformo ni cuando hubo de

colocarse en el tubo de vaporización por lo que el aire pudo haber

ingresado mezclándose con el cloroformo.

La capacidad calorífica obtenida por el método de Clément y

Desormes lamentablemente no nosfue muy exacta, esto debido a que

es muy difícil determinar el cálculo exacto de forma experimental en

el preciso momento en que se cruzan las alturas en el manómetro.

IX. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

Conclusiones

Podemos concluir en que el método de Clement y Desormes es muy

certero y apropiado para esta experiencia (capacidades caloríficas)

puesto que en los cálculos realizados se reporto un pequeño

porcentaje de error acercándonos al valor teórico, esto demuestra

la efectividad del método.

Las capacidades caloríficas se determinan únicamente cuando uno

de los parámetros, presión (P) o volumen (V), son constantes

La densidad del cloroformo encontrada en el laboratorio es de 0.011

g/ mL, mientras que la densidad del aire es de 1.2mg/mL. Esto

comprueba experimentalmente que la densidad del cloroformo en

estado gas es más pesada a comparación del aire.



La ampolla de vidrio es muy eficaz para este tipo de experimentos,

siempre y cuando se use adecuadamente (ver recomendaciones),

nos permite trabajar con pequeñas cantidades de líquido volátil

(cloroformo) sin que nos pueda afectarnos o causarnos daño.



Recomendaciones

Es recomendable sumergir la ampolla de vidrio al instante en el

liquido volátil (cloroformo) después de ser calentada en el

mechero, puesto que el tiempo que la ampolla se encuentre fuera

del liquido tendera a succionar el aire que existe a su alrededor y

eso reduce el volumen de liquido volátil que entrara o será

succionada por la ampolla, esto afecta a que exista una buena

pesada del liquido ingresado motivo por el cual existirá un mínimo

error en la pesada.

Después de ser sumergida la ampolla debe estar completamente

sellada para que no exista una fuga del líquido volátil (cloroformo)

y no ingrese aire del medio ambiente.

Si se desea obtener una mayor rapidez en la reacción se debe

trabajar con un líquido volátil que tenga una menor temperatura de

ebullición a la del cloroformo (62ºC).

Sería recomendable que todas las uniones del equipo de trabajo

(método de Clément y Desormes) estén herméticamente cerradas;

así no se permitiría fugas de aire y nuestros resultados

experimentales tendrían un mínimo porcentaje de error.

X. APENDICE

1. Hoja de reporte



2. Cuestionario

1.1 En qué consiste el método de Regnault para la determinación de los pesos moleculares de las sustancias gaseosas.

Este método consiste en determinar los pesos moleculares de las sustancias gaseosas a temperatura ambiente y se realiza de la siguiente manera:Un matraz de vidrio de unos 300 a 500 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:

1.2 Explique que es la Temperatura de Boyle

En termodinámica, la temperatura de Boyle es aquella temperatura para

la cual el segundo coeficiente virial (B2) 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.

2.3 Defina el punto crítico (Pc, Tc, Vc)

En termodinámica y en fisicoquímica, un punto crítico es aquel límite

para el cual el volumen de un líquido es igual al de una masa igual


https://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica

https://es.wikipedia.org/wiki/Masa

https://es.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquido

https://es.wikipedia.org/wiki/Volumen_(f%C3%ADsica)

https://es.wikipedia.org/wiki/Fisicoqu%C3%ADmica

https://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica

https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Curva_de_Boyle&action=edit&redlink=1

https://es.wikipedia.org/wiki/Gas_ideal

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

https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Coeficiente_virial&action=edit&redlink=1


de vapor o, dicho de otro modo, en el cual las densidades del líquido y

del vapor son iguales. Si se miden las densidades del líquido y del vapor

en función de la temperatura y se representan los resultados, puede

determinarse la temperatura crítica a partir del punto de intersección de

ambas curvas. Temperatura y presión por encima de la cual no se puede

condensar un gas.

En el punto crítico se verifica de la siguiente manera:

siendo la presión, el volumen molar, la temperatura y la temperatura crítica del sistema considerado

3. Gráficas


https://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura_cr%C3%ADtica

https://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura_cr%C3%ADtica

https://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura

https://es.wikipedia.org/wiki/Densidad_(f%C3%ADsica)

https://es.wikipedia.org/wiki/Vapor_(estado)


4. Otros



IX. BIBLIOGRAFÍA

Pons Muzzo, Gastón, “Fisicoquímica”, 5ta Edición, Universidad

Nacional Mayor de San Marcos, Lima – Perú 1981.

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/pvh2o.pdf

http://www.quimica.unam.mx/IMG/pdf/7cloroformo.pdf

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

http://books.google.com/books?id=yinGhHba9tAC&printsec=frontcover&dq=FISICOQUIMICA&hl=es&ei=J9WpTc-VB5PTgQeqj_DzBQ&sa=X&oi=book_result&ct=book-thumbnail&resnum=6&ved=0CEUQ6wEwBQ#v=onepage&q=FISICOQUIMICA&f=false


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