gases

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA i

Índice

1.0 introducción 2.0 Resumen 3.0 Principios teorcos

3.1 Gases 3.1.1 Gases ideales 3.1.2 Gases Reales

3.2 Densidad de los gases 3.2.1 Densidad absoluta 3.2.2 Densidad relativa

3.3 Capacidad calorífica 4.0 Materiales y Reactivos

4.1 Materiales 4.2 Reactivos

5.0 Procedimiento 5.1 Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor

Meyer5.2 Relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y

Desormes6.0 Tabla de datos

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

6.2 Relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes

7.0 Cálculos 7.1 Densidad de los gases 7.2 Relación de Capacidad calorífica

8.0 Análisis y discusión de resultados 9.0 Cuestionario 10.0 Conclusiones 11.0 Recomendaciones 12.0 Anexos 13.0 Bibliografía

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS 1


1.0. INTRODUCCIÓN

Un gas ideal es aquel que cumple la ecuación de estado P.Vm=R.T, teniendo en cuenta que se

tienen que encontrar a presiones bajas y temperaturas bajas; sin embargo, existen gases que

no cumplen con dicha ecuación, estos son los llamados gases reales; de los cuales se debe de

tomar en cuenta que existe una interacción entre sus moléculas y el volumen finito de sus

moléculas.

En sus aplicaciones industriales los gases reales, presentan una gran importancia en los

procesos a altas presiones, estos son un grupo de gases manufacturados que se comercializan

con usos en diversas aplicaciones. Principalmente son empleados en procesos industriales,

tales como la fabricación de acero, aplicaciones médicas, fertilizantes, semiconductores, etc.

Los gases industriales de más amplio uso y producción son el Oxígeno, Nitrógeno, Hidrógeno y

los gases inertes tales como el Argón. Estos gases desempeñan roles tales como reactivos para

procesos, forman parte de ambientes que favorecen reacciones químicas y sirven como

materia prima para obtener otros productos, es debido a ello que existe una considerable

cantidad de ecuaciones de estado propuestas, como la ecuación de VAN DER WAALS,

BERTHELOT, y se siguen proponiendo muchas más en las revistas científicas especializadas.



2.0 RESUMEN

El presente informe tuvo como objetivo estudiar las principales propiedades de los gases, tales como la capacidad calorífica a través del método de Clement y Desormes, que consistió en observar la variación de altura del agua cuando se ejercía presión con el inflador de mano, para la determinación de una relación entre la capacidad calorífica a presión constante (Cp) y la capacidad calorífica a volumen constante (Cv) del aire; y la densidad a través del método de Víctor Meyer, utilizando el compuesto llamado cloroformo (CHCl3), que nos permitió determinar el volumen experimental del gas, el cual nos permite obtener la densidad experimental del gas a condiciones normales.

Las condiciones bajo las cuales se realizó la experiencia fueron una presión de 756mmHg, una temperatura de 23°C y un porcentaje de humedad relativa (%HR) de 94%.

Para la determinación de la densidad del cloroformo por el método de Víctor Meyer, se trabajó con un peso de 0.1781g, obteniendo un volumen corregido de 19.8 mL, obteniendo así la densidad experimental del cloroformo de 8.994 g /L, mientras que la densidad teórica es de 5.655 g/L, presentando así un porcentaje de error de 59.04%.

Por otro lado para la relación de capacidades caloríficas por el método de Clement y Desormes, para el caso de una altura de 10cm se obtuvo una γ de 1.25, para una altura de 16cm una γ de 1.20, para una altura de 20.5cm una γ de 1.24, para una altura de 24.5cm se obtuvo una γ de 1.21, a partir de estos valores de γ se calculó un promedio de 1.225,

calculando así una capacidad calorífica de Cv= 36.953J

mol .K y un Cp=45.267

Jmol . K

;

obteniendo para el γ un porcentaje de error de 12.5%.

Podemos concluir para el método de Víctor Meyer, la determinación de la densidad del cloroformo son ligeramente similares a los teóricos lo cual nos demuestra que este método es parcialmente efectivo para tal propósito; del mismo modo para método de Clement y Desormes, que es apropiado ya que en los cálculos realizados se reportó un pequeño porcentaje de error acercándonos al valor teórico, esto demuestra la efectividad del método.

Se recomienda para el caso del uso de la ampolla que contiene el cloroformo, después de ser sumergida esta debe estar completamente sellada para que no exista una fuga del cloroformo de manera que no ingrese el aire del medio ambiente.



3.0. PRINCIPIOS TEÓRICOS

3.1 Gases:

Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras.

3.1.1 Gases ideales

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con

desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El modelo de gas ideal tiende a fallar a

temperaturas menores o a presiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el

tamaño intermolecular es importante.

Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a

mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión), ya que

el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado

con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante

comparado con el espacio vacío entre ellas.

El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística.

3.1.2 Gases reales

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 sean 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.



Sus moléculas, en continuo movimiento, colisionan elásticamente entre sí y contra las paredes del recipiente que contiene al gas, contra las que ejercen una presión permanente. Si el gas se calienta, esta energía calorífica se invierte en energía cinética de las moléculas, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad, por lo que el número de choques contra las paredes del recipiente aumenta en número y energía. Como consecuencia la presión del gas aumenta, y si las paredes del recipiente no son rígidas, el volumen del gas aumenta.

Existen una serie de ecuaciones llamadas ecuaciones de estado que corrigen las desviaciones de la idealidad entre ellas tenemos la de Berthelot

3.2 Densidad de los gases

Recuerde que la densidad tiene las unidades de masa por unidad de volumen (d = m/V). Podemos acomodar la ecuación del gas ideal para obtener unidades similares, moles por unidad de volumen:

N/V=P/RT

Si multiplicamos ambos lados de esta ecuación por la masa molar, M, obtenemos la siguiente relación:

NM/V=PM/RT

El producto de las cantidades n/V y M es igual a la densidad en g/L, como vemos a partir de sus unidades:

Moles/Litro*gramos/mol=gramos/Litro

Así la densidad del gas está dada por la expresión del lado derecho de la última ecuación:

d=PM/RT

3.2.1 Densidad absoluta:

La densidad o densidad absoluta es la magnitud que expresa la relación entre la masa y

el volumen de una sustancia.

Siendo , la densidad; m, la masa; y V, el volumen de la sustancia.



3.2.2 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)

Donde es la densidad relativa, es la densidad de la sustancia, y es la densidad de

referencia o absoluta.

3.3 Capacidad calorífica:

La capacidad calorífica o capacidad térmica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad

de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de

temperatura que experimenta. En una forma más rigurosa, es la energía necesaria para

aumentar la temperatura de una determinada sustancia en una unidad de temperatura.

Hay dos tipos de capacidad calorífica: a presión constante y volumen constante. La relación

entre ambas conocida como γ depende de si el gas es mono, di o poli atómico y puede ser

determinada experimentalmente mediante el método de Clement y Desormes. Mediante este

método en un sistema a presión superior a la atmosférica, se realiza una expansión adiabática,

y luego un calentamiento a volumen constante; para un sistema de este tipo se cumple:

CpCv

=lnP1−lnP0lnP1−ln P2

Y si el cambio de presión es pequeño, sabiendo que P=ρgh

γ=CpCv

= h1h1−h2



4.0. MATERIALES Y REACTIVOS:

4.1. Materiales: Equipo de Víctor Meyer para densidad de vapor, equipo para la relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes, regla, bulbos pequeños, vasos de 50, 200, 600mL, pipetas.

4.2. Reactivos: Cloroformo.

5.0. PROCEDIMIENTO:

5.1. Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer:

a. Instale el equipo como se muestra en la fig. 1

b. Coloque en un vaso agua de caño, hasta 2/3 de su volumen (A), y dentro de éste el tubo de vaporización (B), manteniendo cerrada la llave de la bureta F y abierto el tapón E. Lleve el agua a ebullición durante 10min. Mientras se esté calentando el agua, pese una ampolla de vidrio hasta las 10 milésimas de g. Caliente la ampolla, retire e introduzca el capilar en un vaso que contenga una pequeña porción de cloroformo , enfríe y repita la operación hasta introducir una cantidad adecuada de muestra, selle el capilar, déjelo enfriar y péselo nuevamente con exactitud.

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 inicial.

e. Repita hasta que todo el volumen desalojado de agua no fluctúe en más de 0.2mLrespecto 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 baja el nivel de agua en la bureta iguale el de la pera, hasta que el nivel del agua deje de bajar.

g. Cierre rápidamente la llave F, tome la temperatura del agua en la pera, lea el nivel del agua en la bureta, tomando como referencia la lectura realizada en d.

Se realizaron dos experiencias utilizando masas de 0.1781g y 0.0885g con volúmenes desalojados de 21.6mL y 12.6mL respectivamente.



Equipo instalado

5.2. Relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes:

a. Arme el quipo mostrado en la fig. 2 de forma que todas las uniones queden herméticamente cerradas.

b. Manteniendo cerrado B, abra A permitiendo el paso de gas por el balón hasta tener un desnivel aproximadamente de 10cm en el manómetro de agua y cierre B y lea la diferencia de altura exacta h1.

c. Abra rápidamente B y ciérrela en el momento en el que ambas ramas del manómetro se crucen.

d. Deje que se estabilice el líquido manométrico y lea la nueva diferencia de alturas (h2).

e. Repite con diferencias de alturas iniciales de aproximadamente 15, 20 y 25cm.

Se realizaron cuatro mediciones:

h1 (cm) h2 (cm) γ experimental

10.00 2.00 1.2516.00 2.70 1.2020.50 4.00 1.2424.50 4.30 1.21



Equipo instalado

6.0. Tabla de datos:

6.1. Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer:

TABLA N°1

Masa (g) Volumen desalojado

(mL)

Volumen corregido

(mL)

ρteórica(g/L)

ρexperimental(g/L)

%Error

0.1781 21.6 19.8 5.655 8.994 59.04%0.0885 12.6 11.54 5.655 7.668 35.60%

6.2. Relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes:

TABLA N°2

h1 (cm) h2 (cm) γ experimental γ teòrica %Error10.00 2.00 1.25 1.40 10.71%16.00 2.70 1.20 1.40 14.29%20.50 4.00 1.24 1.40 11.43%24.50 4.30 1.21 1.40 13.57%

γ experimental promedio γ teórico %Error1.225 1.40 12.5%



7.0. CÁLCULOS:

7.1. Densidad de gases:

a. Corrija la presión barométrica usando:

Pb ´=Pb−(100−H )PvapH 2O

100

Donde:

Pb, Pb´: Presión barométrica y presión barométrica corregida.

PvapH2O: Presión de vapor de agua a temperatura de la pera.

H: Porcentaje de humedad del aire.

Según hoja de datos:

Pb=756mmHg

%HR=94%

T=23°C

La presión de vapor de agua a 26°C es 21.085mmHg

Pb ´=756mmHg−(100−94)25.231mmHg

100

Pb ´=754.49mmHg

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

P1V 1

T 1=P2V 2

T 2

0.993atmx21.6mL296.15K

=1atmV c

273.15

V c=19.8mL



c. Determine la densidad teórica del vapor a CN, usando la ecuación de Berthelot.

PV=( mM

)TR ¿

ρteórico=PCNM

R´ T CN

Calculamos el R’:

R'=R ¿

R'=0.07733 atmLmolK

ρteórico=273Kx119.38

gmol

0.07733atmLmolK

x273K❑

=5.655g /L

d. Determine la densidad experimental del vapor a CN, dividiendo la masa entre el volumen corregido.

ρexperimental=mV

ρexperimental=0.1781g19.8mL

=8.994 g/L

Cálculo del porcentaje de error:

%Error=ρteórica−¿ ρexperimental

ρte ' órica¿

%Error=5.655−8.9445.655

x 100=59.04%

Se realizan análogamente los cálculos para la segunda masa.



7.2. Relación de capacidades caloríficas:

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

γ=C p

C v

=h1

h1−h2

Para h1=10cm y h2=2cm

γ= 1010−2

=1.25

b. Determine γ promedio.

Considerando todos los γ

γ prom=1.225

c. A partir del valor promedio de γ , calcule los Cp y Cv y experimentales.

Sabemos:

γ=C p

C v

=1.225

C p=1.225C v

C p−C v=R

0.225C v=8.314J

mol . K

C v=36.953J

mol . K

C p=45.267J

mol . K



8. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

-En la experiencia de la densidad de gases se obtuvo un porcentaje de error de 59.04%, esto pudo ser debido a:

Una incorrecta pesada por un posible derrame de cloroformo en la plataforma de la balanza.

Una excesiva temperatura en el vaso de agua ocasionando una pequeña evaporación de la sustancia que se perdió en volumen desalojado de agua.

Un mal manejo de la llave de la bureta ya que se pudo cerrar prematuramente, perdiendo volumen desalojado.

-En la experiencia de relación de capacidades caloríficas se obtuvo un porcentaje de error 12.5%, esto pudo ser consecuencia de:

Con respecto a la experiencia de la densidad de los gases el porcentaje de error fue menor, por un mejor manejo del equipo.

Un cierre no hecho en el instante exacto del cruce de las ramas del manómetro. Una medición no tan exacta de las alturas h1 y h2.



9.0. CUESTIONARIO:

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

Consiste en una medida relativa de masa molar realizada por espectrometría de masas

2. Explique que es la temperatura de Boyle.

Es la temperatura en la cual un gas se comporta idealmente en un rango de presiones debido a una compensación de las fuerzas atractivas y repulsivas.

3. Define el punto crítico (Pc , Tc , Vc).

El punto crítico es el límite en el cual un gas no puede ser licuado, sin importar que tan grande sea la presión aplicada.



10.0 CONCLUSIONES

La densidad del cloroformo encontrada en el laboratorio comparado con la densidad del aire, comprueba experimentalmente que la densidad del cloroformo en estado gas es más pesada a comparación del aire.

Para poder determinar la densidad de gas real es necesario considerar la ecuación de Berthelot para así determinar el valor de R(corregido) y poder aplicarlo en la ecuación de los gases reales ( similar a la de los gases ideales pero con R corregido).

A partir de la experiencia de la relación de capacidades caloríficas se observa que la Cp (capacidad a presión constante) es mayor que la Cv (capacidad a volumen constante).

El Método de Victor Meyer es conveniente para la determinación de pesos moleculares de sustancias, en este caso cloroformo, que pueden pasarse al estado líquido.

11.0 RECOMENDACIONES

Evitar que quede aire dentro de la ampolla al introducir el cloroformo, para obtener una buena medida y mínimos grados de errores.

Observar constantemente la temperatura que presenta el agua del vaso, teniendo en cuenta que la temperatura de ebullición del agua es mayor que la del cloroformo, por lo tanto la temperatura del agua del vaso debe ser menor de su temperatura de ebullición.

Nivelar adecuadamente el líquido en la bureta, a medida que baja, con la marca del nivel del agua de la pera.

Luego de bombear el aire e ingrese al sistema presionar con firmeza el conducto con el fin de no permitir una fuga de aire.

Para la determinación de h2, observar atentamente el momento en el cual se cruzan ambas ramas del manómetro, para cerrar el orificio en el momento correcto.



12.0 ANEXOS

Ecuaciones de estado de los gases reales (cálculo de presiones)

Modelo de Van der Waals

Los gases reales son ocasionalmente modelados tomando en cuenta su masa y volumen

molares

Donde P es la presión, T es la temperatura, R es la constante de los gases ideales, y Vm es

el volumen molar. "a" y "b" son parámetros que son determinados empíricamente para cada

gas, pero en ocasiones son estimados a partir de su temperatura crítica (Tc) y su presión

crítica (Pc) utilizando estas relaciones:

Modelo de Redlich–Kwong

La ecuación de Redlich–Kwong es otra ecuación de dos parámetros que es utilizada para

modelar gases reales. Es casi siempre más precisa que la ecuación de Van der Waals, y en

ocasiones más precisa que algunas ecuaciones de más de dos parámetros. La ecuación es

Donde "a" y "b" son dos parámetros empíricos que no son los mismos parámetros que en la

ecuación de Van der Waals. Estos parámetros pueden ser determinados:



Modelo de Beattie–Bridgman

Esta ecuación está basada en cinco constantes determinadas experimentalmente.5 Está

expresada como

Donde

Modelo de Dieterici

Este modelo (nombrado en honor de C. Dieterici2 ) cayó en desuso en años recientes

.

Modelo de Clausius

Donde

Y donde Vc es el volumen crítico.

Ecuaciones del factor de compresibilidad (cálculo de volúmenes)

Donde es el volumen molar, es el volumen molar del

correspondiente gas ideal, es la presión, es la temperatura, y es la constante universal

de los gases ideales. Para aplicaciones de ingeniería, es expresado frecuentemente como

Donde es la densidad del gas y es la constante de los gases

específica,2 y es la masa molar.



13.0 Bibliografía

Introducción a la fisicoquímica, Philip Reid - 2007, página 149 Principios de la química Peter William Atkins, Loretta Jones - 2006, página 135-140. Chemistry and Chemical Reacttvty John Kotz, Paul Treichel, Gabriela Weaver – 2005,

página 482-484 Química física practica de Findlay Bryan Philip Levitt – 1979, pagina 71



Universidad Nacional Mayor de San Marcos

Facultad de Química e Ingeniería Química

E.A.P de Ingeniería Química

Departamento académico de Fisicoquímica

Marchas de los grupos de cationes I-II-III

Profesor: Torres Díaz, Francisco

Alumnos: Dorregaray Rojas, Isabel Valladares Kuniyoshi, Henry Paz Aranda Diego Alonso Código: 14070045 N° de orden: 1 Grupo de horario: 11:00-14:00 Fecha de redacción: 8 de septiembre del 2015 Fecha de entrega: 15 de septiembre del 2015



Lima-2015


gases

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