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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…………………………………………………
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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.
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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
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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
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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
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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.
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III. Detalles experimentales
-Materiales
Método de
Víctor Meyer
Método de
Clement y
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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
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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
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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.
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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.
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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.