Universidad de OrienteNúcleo de Sucre

Escuela de CienciasDepartamento de Química Lab. De Fisicoquímica 1

Profesores: Bachiller:Jesús Lezama Mary RiveraEdgar Márquez C.I. 22.927.446

Cumaná, Abril de 2015.Resumen

El presente informe tiene como objetivo la determinación de varios experimentos uno de ellos es la razón Cp/Cv en un gas que se expande adiabáticamente a través de método de Clement

y Desormes que es el método más sencillo y primitivo para la medida de ᵞ en un gas perfecto.

Para la determinación de ᵞ se debe usar un gas como patrón, en este caso se utilizo el oxigeno

y el aire que tiene un valor teórico aproximadamente de 1,40. A la hora de realizar los cálculos es necesario tomar en cuenta la temperatura, para este caso fue 33 °C ya que esta determinara el valor de la densidad del mercurio afectando así las presiones iníciales y finales, la densidad usada para este experimento fue 13,5217g/ml, otra variante que hay que considerar es la densidad del aceite presente en el manómetro, esta densidad tiene un valor de 0,871 g/ml y el barómetro arrojo un valor de 757 mmHg, también cabe destacar la realización de estudio de las propiedades fisicoquímicas de algunos gases entre ellos el N2, aire y como gas patrón el O2. Se pudo determinar las propiedades fisicoquímicas de los gases los cuales se comportaron como se esperaba (ideal) dando así resultados satisfactorios, tanto para el peso molecular como para la viscosidad, camino libre medio y diámetro molecular.

Otro estudio realizado fue el volumen molar donde se utilizo la ley de Dalton de las presiones parciales y la ley de los gases ideales como referencia para el cálculo del volumen de un gas a la temperatura y presión estándar. Cualquier gas en un recipiente cerrado se recoge sobre el agua líquida o está expuesta a ella, el agua se evapora hasta que se produce un vapor saturado, es decir, hasta que las tasas de evaporación y condensación de moléculas de agua en oposición a la superficie del líquido alcanza un equilibrio, no es más que el desplazamiento del agua de un matraz a otro por la fuerza de la reacción, esta práctica usa el O2 en condiciones (0 ° C, 760 Torr) y temperatura estándar, con 32,0 g (1 mol) de gas molecular, dándole uso a la

formula V 1=V 2 ×T1

T2

×P2

P1

donde todos aquellos que tienen subíndice 2 representa el valor del

oxígeno de los valores antes mencionados, usando estos valores como un patrón, por ultimo está la determinación de la masa molar de un gas la cual usa como método la ley de los gases ideales y la ley de Avogadro, usando la ecuación de los gases ideales como referencia donde la sustitución de n:m/M hace referencia para encontrar la masa molar de los gases a determinar

en este caso fueron el aire, oxigeno y argón M=mRTPV

.

Introducción

Las capacidades caloríficas, a presión y a volumen constante, sea solo en función de la

temperatura no es aplicable completamente a los gases reales. Sin embargo, como todos los

gases reales a bajas presiones y temperatura ambiente o superior a ella cumplen la ecuación

de estado del gas ideal, es útil presentar los datos de capacidades caloríficas en ese estado y

realizar las correcciones necesarias mediante los métodos termodinámicos apropiados. Dicha

capacidad es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia,

sino también de la cantidad de materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un

cuerpo o sistema particular. La capacidad calorífica es derivada de un cambio de la

temperatura, o trasferencia de calor en el ambiente. Esta se define como “el proceso

infinitesimal que se define como: Cpr=dqpr/dt donde el dqpr y dt son el calor transferido al

sistema y la variación de la temperatura en el proceso” (LEVINE, I. Pág. 62). En tal sentido, en

los gases podemos distinguir dichos procesos en presión constante (Cp): (δH /δT )p “significa la

capacidad calorífica a presión constante, Cp, es la razón de cambio de la entalpía con

respecto a la temperatura, a presión constante", y a volumen constante (Cv): (δE /δT )v “es

la razón de cambio de la energía interna con respecto a la temperatura, a volumen

constante”. (Universidad Nacional de Colombia, Cap. III).

Cabe destacar, que ambos valores de Cp y Cv no poseen ninguna relación entre sí pero

ambas permiten dilucidar métodos mediante el principio general de la Termodinámica. Las

moléculas monoatómicas poseen solamente movimiento translacional (gases ideales) y las

moléculas diatómicas tienen dos modos de movimiento rotacional. La razón ᵞ de las

capacidades caloríficas a presión constante (Cp) y volumen constante (Cv) ᵞ:Cp

C v

, puede

determinarse fácilmente si un gas se expande adiabáticamente y después se deja calentar

nuevamente a la temperatura original. Las dos relaciones que se aplican son: para la expansión

adiabática PVᵞ: Cte., y para la isotérmica PV: Cte.:

PiViᵞ= PfVf; por lo tanto

( Pi

Pf)=(V f

V i)γ

PiVi = PbVf; por lo que

( Pi

Pb)=(V f

V i)

Combinando ambas ecuaciones se obtiene que: ( Pi

Pf)=( Pi

Pb)γ

Donde (Pi) es la presión inicial, la presión después de la expansión adiabática (Pf) y la presión

alcanzada una vez que el gas se dejó de calentar (Pb) a su temperatura original. En dicho

resumen la determinación de la razón ᵞ viene dada: ᵞ:lnPb

Pi

lnPf

Pi

Tanto la capacidad calorífica como el peso molecular y efusión, viscosidad, camino libre

medio y diámetro molecular, cumplen la ecuación de estado del gas ideal, dicho estado es

caracterizado por la ecuación PV: nRT se puede definir como gas ideal, aquel donde todas las

colisiones entre átomos o moléculas son perfectamente elásticas, y en el que no hay fuerzas

atractivas intermoleculares. Se puede visualizar como una colección de esferas perfectamente

rígidas que chocan unas con otras pero sin interacción entre ellas, en tales gases toda la

energía interna está en forma de energía cinética, si dos gases ideales están a la misma

temperatura, también tendrán la misma energía cinética promedio Ec1 : Ec2 la cual vendría

siendo (1/2) m1u12: (1/2) m2u2

2 ; donde m representa la masa y u su velocidad raíz cuadrática

media. Para un número de Avogadro de moléculas tenemos: Nm1u12: Nm2u2

2 y M1u12: M2u2

2 donde

M representa el peso molecular del gas pero se también se tiene que: u1/u2 : t2/t1 , siendo t1 y t2

los tiempos de efusión para volúmenes iguales, la ecuación anterior es convertida ahora como:

t2/t1: (M2/M1)1/2 y mediante esta ecuación es posible determinar el peso molecular. La viscosidad

es una propiedad general de los fluidos, sean estos líquidos o gases. Un gas, con sus

moléculas separadas a distancias relativamente grandes, puede ejercer una fuerza viscosa. En

un gas viscoso, las moléculas situadas en líneas de corriente adyacentes se mueven con

velocidades de desplazamiento diferentes, cabe agregar un dicho del experto de SEED

(Schlumberger Excellence in Educational Development, Inc. 2009), Lawrence Lee “Todas las

moléculas están en continuo movimiento aleatorio. Cuando existe un cambio de presión

debido al flujo, el cambio de presión se superpone a los movimientos aleatorios. Se

distribuye entonces por todo el fluido mediante colisiones moleculares. Cuanto mayor

sea el movimiento aleatorio, como cuando se produce mediante un aumento de

temperatura, mayor es la resistencia al cambio de presión del fluido. Los análisis teóricos

basados en estas sencillas consideraciones predicen que la Viscosidad del Gas es

proporcional a la raíz cuadrada de la Temperatura Absoluta del gas”.Con todo lo antes

expuesto, se pretende determinar a través de esta experimentación la viscosidad, camino libre

medio y diámetro molecular de diversos gases, a partir de un gas conocido tomando el tiempo

de efusividad:

La viscosidad El camino libre medio Diámetro molecular

ng=nO2

×T g

TO 2

Lg=LO2×

ng

nO2√ MO2

M g

σg=σO 2×( nO2

ng)

12×( M g

MO2

)14

Donde nO 2 es la viscosidad del oxigeno, T O2

el tiempo de viscosidad del oxigeno, T g y ng es

el tiempo y viscosidad del gas a determinar,LO2,MO2

yσ O2 es la longitud, la masa molar y el

diámetro molecular del oxigeno; Lg, M gy σ g es la longitud, la masa molar y el diámetro del gas

a determinar, usando en todas el oxigeno como patrón.

Los experimentos generalmente muestran que el estado termodinámico queda especificado

una vez que las variables P y T se conocen. Si el estado termodinámico esta especificado,

significa que el volumen V de un sistema también lo está; es decir, para valores dados de P y T

de un sistema de composición fija, el valor de V queda determinada. Así mismo el volumen de

un sistema de una fase y un componente es claramente proporcional al número de moles n de

la sustancia presente a cualquier P y T dada.

En este experimento, medimos la masa y el volumen de una muestra de gas de oxigeno

molecular, O2, y a partir de estos datos y de la ley de los gases ideales calcular el volumen a

presión (STP) condiciones (0 ° C, 760 Torr) y temperatura estándar, calculando el volumen de

32,0 g (1 mol) de gas de oxigeno molecular; usando como patrón al oxigeno. Todos los gases

reales se desvían más o menos a partir del comportamiento del gas ideal descrito por la ley

general de los gases ideales debido a que sus moléculas tienen una ligera atracción por los

demás, y lo hacen ocupar un pequeño volumen del recipiente en el que están confinadas. A

partir de las mediciones de los gases reales, el volumen molar de un gas ideal se ha

determinado que 22.414 L STP (T= 273,15 K; P= 1 atm). Esto se hizo mediante el cálculo del

volumen molar (STP) en una serie de presiones progresivamente más bajas y extrapolando a la

presión cero, donde las fuerzas atractivas entre moléculas y el volumen ocupado por las

moléculas son insignificantes. Al medir el volumen de un gas, también es necesario medir su

temperatura y presión. Ya que las leyes específicas que se refieran a la presión volumen y

relativos presión o volumen a la temperatura absoluta son

PV=k 1 Y P=k2T o V=k3T

Para una muestra de gas dada, estas tres leyes se pueden combinar en una ecuación que

muestra la forma en que las tres variables presión, volumen y temperatura absoluta son

interdependientes:

PV=kT O PVT

=k

Desde cualquiera de los dos conjuntos correspondientes de PV / T mediciones serán iguales

a k y entre sí para una determinada cantidad de gas, podemos escribir

P1V 1

T 1

=P2V 2

T 2

Esta ecuación puede aplicarse para dar

V 1=V 2 ×T1

T2

×P2

P1

Por último se tiene la determinación de la masa molar de un gas considerando las cantidades

de sustancia que tenemos presentes en nuestro planeta como es el aire que consta de un

78,08% de nitrógeno, N2; 20.95% de oxígeno, O2; 0,93% de argón, Ar; y dióxido de 0,03% de

carbono, CO2. Esta determinación se rige por una ecuación la cual es la de los gases ideales:

PV=nRT

Donde la masa molar de un gas (o cualquier sustancia), M, es la masa de la muestra, m,

dividido por el número de moles, n:

M=mn

o n= mM

Podemos sustituir m / M de n en la ecuación de la ley del gas ideal y reorganizar la ecuación

resultante para obtener la masa molar de un gas:

M=mRTVP

La ley de Avogadro establece que volúmenes iguales de dos gases diferentes (a la misma

presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas.

Objetivos

Establecer la razón existente entre el Cp/Cv a través del método de Clement y

Desormes.

Calcular de manera experimental diversas propiedades fisicoquímicas (viscosidad,

masa molar, camino libre medio y diámetro molecular) con distintos gases (oxigeno,

Nitrógeno, Aire) a partir del Oxígeno como elemento patrón.

Identificar los errores producidos por la determinación del tiempo en la utilización del

montaje del equipo de viscosidad y masa molar de los gases.

Determinar el volumen molar de un gas, utilizando la ley de Dalton de las presiones parciales y la ley de los gases ideales para calcular el volumen de un gas a la temperatura y presión estándar.

Determinar la masa molar de un gas desconocido utilizando dos métodos, uno usando la ley de los gases ideales y la ley del otro usando de Avogadro.

Resultados

Datos y resultados obtenidos para la razón existente entre el Cp/Cv.

Tabla N° 1: Datos Inherentes a la Transformación de la Altura del Manómetro.

Temperatura (°C) Densidad del Mercurio

según la Temperatura (g/ml)

Densidad del

Aceite (g/ml)

Presión Barométrica

(mmHg)33 13,5217 0,871 757

Tabla N° 2: Lecturas del Manómetro para el aire.

Lectura para Pi Lectura para Pf

N° de Lecturas Mayor (cm) Menor (cm) Mayor (cm) Menor (cm)

1 49 4,8 31,3 23

2 48,4 5,6 25,1 22,8

3 48,1 5,9 30,8 23,5

Tabla N° 3: Lecturas del Manómetro para el oxígeno.

Lectura para Pi Lectura para Pf

N° de Lecturas Mayor (cm) Menor (cm) Mayor (cm) Menor (cm)

1 44,9 8,7 27 25

2 43,8 9,2 29,3 24,7

3 42 11,9 30,4 23,8

Tabla N° 4: Resultado de las presiones iníciales y finales transformadas del aire y del oxígeno.

Aire Oxígeno

P Inicial (mmHg) P Final (mmHg) P Inicial (mmHg) P Final (mmHg)

785,4714 762,3464 780,3182 758,2883

784,5696 758,4815 779,2876 759,9631

784,1831 761,7023 776,3890 761,2514

Tabla N° 5: Comparación de los valores teórico y experimental de obtención de errores

porcentuales.

Experimental del aire Experimental del oxígeno Teórico % E del aire %E del O2

1,2355 1,0594

1,4

11,4286 24,2857

1,0578 1,1556 24,2857 17,1429

1,2129 1,2844 13,5714 8,5714

Datos y resultados obtenidos para la determinación de la viscosidad, masa molar,

camino libre medio y diámetro molecular con distintos gases (oxigeno, Nitrógeno,

Aire) a partir del Oxígeno como elemento patrón.

Tabla N° 6: Tiempo de efusividad de nitrógeno (N2), oxígeno (O2) y aire.

Gas Empleado Tiempo de Efusión De La

Masa Molar (seg)

Tiempo de Efusión de la

Viscosidad (seg)

Oxígeno (O2)

32,76 10,50

32,74 10,48

32,78 10,64

Aire 31,62 10,17

31,64 10,00

31,53 10,03

Nitrógeno (N2) 31,14 10,08

31,27 10,07

31,21 9,95

Tabla N° 7: Determinación del Peso Molecular para cada uno de los gases.

Gases MrE (g/mol) MrT (g/mol) % E

Aire

29,8116

28,97

2,9051

29,8858 3,1612

29,6060 2,1954

Promedio 29,7678 2,7539

29,9134 3,2621

Nitrógeno (N2)

28

29,1910 4,2536

29,0081 3,6004

Promedio 29,3708 3,7054

Tabla N° 8: Determinación de la Viscosidad de los gases utilizados.

Gases nE (×10−4 ρ ) nT (×10−4 ρ ) % E

Aire

1,9371

1,86

4,1452

1,9084 2,6022

1,8853 1,3602

Promedio 1,9103 2,7025

Nitrógeno (N2)

1,92

1,79

7,2626

1,9218 7,3631

1,8703 4,4860

Promedio 1,9040 6,3706

Tabla N° 9: Determinación del Camino Libre Medio para los distintos gases utilizados.

Gases LE (×10−5 cm ) LT (×10−5 cm ) % E

Aire

0,9824

0,691

42,1708

0,9972 44,3126

1,0094 46,0781

Promedio 0,9963 44,1872

Nitrógeno (N2)

0,9744

0,676

44,1420

0,9735 44,0089

1,0003 47,9734

Promedio 0,9827 45,3748

Tabla N° 10: Determinación del Diámetro Molecular para los distintos gases utilizados.

Gases σ E(×10−10 m) σ T (×10−10m) % E

Aire

2,9734

3,66

18,7596

2,9957 18,1503

3,0140 17,6503

Promedio 2,9944 18,1867

Nitrógeno (N2)

2,9867

3,70

19,2784

2,9853 19,3162

3,0261 18,2135

Promedio 2,9994 18,9360

Datos y resultados obtenidos para la determinar del volumen molar de un gas, utilizando la ley de Dalton de las presiones parciales y la ley de los gases ideales.

Tabla Nº 11: Determinación del Volumen molar.

Volumen tomado (ml) Vm (ml/mol) Masa(gr)

24 21,7984 29,4246

11 11,0818 26,5281

Datos y resultados obtenidos para la determinación de la masa molar de un gas desconocido utilizando dos métodos, uno usando la ley de los gases ideales y la ley del otro usando de Avogadro.

Tabla Nº 12: Determinación de la masa molar de cada gas.

Gases MrE (g/mol) MrT (g/mol) %E

27,4167 5,3618

Aire 26,9113

28,97

7,1063

27,1640 6,2340

Promedio 27,164 6,2340

O2

31,7124

32

0,8988

31,4597 1,6884

30,9543 3,2678

Promedio 31,3755 1,9517

Ar

37,2715

39,948

6,70

37,3979 6,3835

37,0189 7,3323

Promedio 37,2294 6,8053

Análisis de Los resultados

El termino de estas prácticas han dejado el objetivo planteado el cual ha sido la experiencia

vivida en la misma, alcanzando resultados exitosos y otros no muy favorables, principalmente

se encuentra la capacidad calorífica de los gases donde esta es regida por el método de

Clément y Désormes se calculo el valor de manera experimental y sin ningún tipo de

contratiempo la razón existente entre el Cp/Cv.

Los valores arrojados por los datos experimentales no fueron los esperados a pesar de que

este método es bastante eficaz y preciso, al comparar los valores teóricos y los experimentales

se obtuvieron errores porcentuales bastante altos como se puede observar en la tabla 5, donde

se hallan los valores tanto para el oxígeno como para el aire, dando como error por encima de

un 5% los cuales no son aceptables , estos errores podrían haber sido por la presión que hubo

de tener el salón en ese momento, o bien se puedo ocasionar del manejo inadecuado del

aparato a la hora de realizar las diferentes medidas, otra posible causa de error pudo ser que la

temperatura no se mantuviera constante ocasionando así una variación de la densidad

afectando el valor de las presiones. En la tabla Nº 7 la determinación del peso molecular como

se puede notar en los distintos análisis de los gases se obtuvieron con éxito con un error menor

a un 5% dando la aproximación de los valores experimentales a los teóricos, no presentando

ningún inconveniente a la hora de tomar dichos valores y a la realización de la determinación de

la misma.

Ahora bien la viscosidad para los gases ha de aumentar al aumentar la temperatura, debido a que a altas temperaturas la energía cinética promedio es menor y hace que las moléculas no superen con facilidad las fuerzas de atracción entre ellas, cabe recalcar que en el aparato de medición de la viscosidad el que es más pequeño tiene un diámetro interno más grande y porque ahí se trata de eliminar el efecto de la viscosidad en las mediciones de fusión , ya que el tubo con el diámetro más pequeño es para peso molecular. En esta práctica nos encontramos a una temperatura ambiente de 33°C lo cual nos lleva a la tabla Nº 8 donde la obtención de resultados precisos en comparación con los valores teóricos, esta comparación se puede evidenciar en los datos obtenidos experimentalmente con el aire, los cuales sus resultados fueron muy aceptables, con respecto a los valores del N2 como se puede notar contiene un error

promedio de 6,3706 llevándolo a inexactitudes a la toma del mismo en el laboratorio como fue tomar las muestras del globo que contenía al mismo de ultimo donde ya se había tomado el oxígeno y el aire antes, causando un tipo de alteración en este, esta acotación se hace porque los gases fueron extraídos con el mismo manómetro lo cual pudo ocasionar que estos se mezclaran e influyeran a la hora de ser estudiados.

No solo esta mezcla que hay entre el manómetro afecta la viscosidad de dicho gas sino también a la hora de determinación del camino libre medio como se nota en la tabla Nº 9 el error de ambos gases está por encima de un 40% dejando en claro que no es aceptable dichos valores con respecto al valor planteado teóricamente para ambos gases, e igual para el diámetro molecular de ambos gases obteniendo un error promedio a 18% dejando en claro la a lejanía de los valores experimentales a los valores teóricos de estos. La tabla Nº 11 representa

la determinación del volumen molar donde la toma de mediciones cuantitativas de los volúmenes de gas, fueron utilizado la ley de Dalton de las presiones parciales y la ley de los gases ideales para calcular dicho volumen de un gas a la temperatura y presión estándar, las moléculas de agua gaseosas contribuyen a la presión total de gas contra las paredes del recipiente. Por lo tanto, de todas las moléculas de gas, el 3% son moléculas de agua y 97% son moléculas de oxígeno, ahora bien, acá el 3% de la presión total es debida al vapor de agua y 97% de la presión total es debido al oxígeno, cada gas ejerce su propia presión independientemente de la presencia de otros gases, en esta práctica obtuvimos la toma de dos valores donde la segunda toma se ejercicio con un problema en el aparato se supuso que pudo haber sido por la posición de los matraces, por las mangueras del mismo o por la mínima reacción que se realizaba en el matraz que hacia el desplacé del agua de un matraz a otro.

El uso de la ley de los gases ideales y la ley del otro usando de Avogadro fue muy útil para la determinación del último experimento el cual fue la masa molar denotando sus valores obtenidos y resultados en la tabla Nº 12 donde el aire y el argón dan un porcentaje de error a mayor de 6% dejando en claro la poca a cercanía al valor teórico esperado estos errores se pudieron haber dado porque se utilizo una sola jeringa para todas las medidas y las mezclas de dichos gases pudieron haberse dado, en cambio el oxigeno tuvo un error menor a 2% dándose con éxito lo esperado en esta práctica.

Conclusión

En la razón existente cp/cv la transformación es adiabática pues el aire no es un buen

conductor y la transformación se realiza con rapidez. En tal sentido, a través del método

antes expuesto se basa en el enfriamiento que produce un gas en una expansión

adiabática, basándose en el Primer Principio de la Termodinámica el cual nos plantea

que un gas cuando se expande rápidamente contra la oposición de la fuerza exterior

realiza trabajo a costa de su energía interna y se enfría.

Para los gases la viscosidad aumenta al aumentar la temperatura, se relaciona con la facilidad con la cual las moléculas individuales del gas se mueven en relación con las otras. Esto depende de la fuerza de atracción entre las moléculas y también del hecho de que existan características estructúrales que provoquen que las moléculas se enreden entre sí.

Las moléculas de gas son como pelotas del mismo tamaño de lana o algodón que podrían expandir o comprimirse dependiendo de la fuerza con que fueron exprimidos. Un equivalente, pero ligeramente más sofisticada, la explicación propone que las moléculas de gas se llevaron a cabo a través de fuerzas opuestas de atracción y repulsión en lugares distancias iguales, sobre la que oscilaron en una especie de equilibrio estable.

Bibliografía

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edición Longman London.

Apéndice

Determinación de la razón existente de cp/cv

Valor del barómetro

PB: 757mmHg

1. Calculo promedio de ᵞ

Lectura modelo:

P i=44,2cm x0,871g /ml

13,5217g /ml=2,847142001 cmx 10mmHg/1cm

= 28,47142001mmHg + 757mmHg

Pi= 785,47142mmHg.

P f =8,3cmx0,871g /ml

13,5217 g /ml=0,5346443125 cm x 10Hgmm/1cm

= 5,346443125 mmHg + 757mmHg

Pf= 762,3464431 mmHg.

2.- Cálculo del Valor de los experimentales.

ᵞ=ln( Pi

Pb)

ln(Pipf

)

ᵞ=ln( 785,47142mmHg

757mmHg)

ln(785,47142mmHg,762,346443mmHg

)= 1,235513686 ≈ 1,2355

3.- Cálculo del Error Porcentual.

Teórico del Aire: 1,40

E%1=

‖1,40−1,2355‖1,40

x100=¿ 11,4286

4.- Calculo para las masa molares de los gases con sus errores relativos.

M g=T g

2

T O2

2 ×MO2

T g= tiempo promedio del gas.

T O2= tiempo promedio del oxigeno.

MO2 = Masa molar del oxigeno.

Masa molar del Nitrógeno ( calculo modelo):

MN 2=

(31,14 s )2

(32,76 )2×32 g/mol

MN 2=28,91341625 g/mol

Error porcentual del Nitrógeno:

% E=|M t−M e|

M e

×100

% E=|28−28,9134|

28×100

% E=3,2621

5.- Calculo de la viscosidad de gases5.- Calculo de la viscosidad de gases

ng=nO2

×T g

TO 2

ng= Viscosidad del gas.

nO 2= Viscosidad teórica del oxigeno.

Viscosidad del Nitrógeno (calculo modelo)

nN2=

nO 2×T N2

TO 2

nN2=2×10−4 ρ×10,08 s

10,50 s

nN2=1,92×10−4 ρ

Error porcentual de la viscosidad del Nitrógeno

% E=|1,790×10−4−1,92×10−4|

1,790. 10−4 ×100

% E=7,2626

6.- Calculo del camino libre medio Calculo del camino libre medio

Lg=LO2×

nO2

ng √ M g

MO2

Lg= camino libre medio de un gas

LO2= camino libre medio del oxigeno

ng= viscosidad del gas

nO 2= viscosidad teórica del oxigeno

M g= masa molar del gas

MO2= masa molar del oxigeno

Camino libre medio del Nitrógeno (calculo modelo)

LN 2=1×10−5 cm×

2×10−4

1,92×10−4 √ 2832

LN 2=9,7439×10−6 cm

Error porcentual de camino libre medio del Nitrógeno

% E=|0,676×10−5−0,9744 ×10−5|

0,676×10−5 ×100

% E=44,1420

7.- Calculo del diámetro molecular Calculo del diámetro molecular

σ g= σ O2 x √ ƞO2

ƞg

x4√ M g

MO 2

σ g= Diámetro molecular del gas

σ O2= Diámetro molecular del oxígeno

ng= viscosidad del gas

nO 2= viscosidad teórica del oxigeno

M g= masa molar del gas

MO2= masa molar del oxigeno

Calculo del diámetro molecular del Nitrógeno (calculo modelo)

σ N2= 3Å x √ 2 x10−4 P

1 ,92 x10−4 Px 4√ 28 ,97 g /mol

32g /mo= 2,9867 Å.

Error porcentual del diámetro molecular del Nitrógeno

% E=|3,70×10−10−2,9867×10−10|

3,70×10−10 ×100

% E=19,2784

8.- Calculo del volumen molar

T: 35ºC V: 24ml m1: 29,4246 MrO2: 32g/mol

n :Mrm n :32g /mol

29 , 4246 gr n: 0,91951875mol

Ptotal : PO2 + PH2O PO2 : Ptotal – PH2O

PO2 : 756mmHg – 39,942mmHg : 716,058 mmHg P: 0,9421815789 atm

V2: V 2T1 P 2

P 1V 1T2 V 2 :308.15 K x 1atm

0 ,9421815789atm x 24ml x 273 ,15K

Vm: 20,04402258ml / 0,91951875mol

Vm: 21,79838375 ml/ mol

9.- Calculo de la masa molar

PV: nRT n: m/Mr

Mr: mRT/VP

T: 33ºC V: 0,020L P: 0,9947atm m1: 0,0217

Calculo para el aire (cálculo modelo)

Mr: 0,0217gx0,0821 (atm.L/mol.K) x 306,15 K / 0,9947 atm x 0,020L

Mr: 27,41669124