1 RESUMEN

El presente informe nos dedicamos a ver propiedades intensivas de los gases como son la

densidad y 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). En

este caso usamos dos métodos.

Se utilizó el método de Víctor Meyer para la determinación de la densidad de gases, el

compuesto usado es el cloroformo. Se halló que el peso del cloroformo era de 0,1125 g,

además también pudimos calcular el volumen de agua desalojada (10.4mL), obteniendo así

la densidad del cloroformo (12.354 g/L), la cual al comparar con el valor teórico (5.657g/L)

se observa un porcentaje de error de 118.38 %.

Otro método usado fue el de Clement y Desormes, que consistió en usar como gas el aire

y observar la variación de altura del agua cuando se ejercía presión con el inflador de mano

(h1) y la segunda diferencia de alturas (h2) para la determinación de las capacidades

caloríficas del aire. Con el método de Clement y Desormes se obtuvieron los siguientes

datos para una altura aproximada a 10cm se obtuvo una Promedio de 1.63, para una altura

aproximada de 15cm una promedio de 1.47, para una altura aproximada de 20cm se

obtuvo una Promedio de 1.53, para una altura aproximada de 25cm se obtuvo una

Promedio de 1.57. Con estos valores se calculó: capacidad calorífica de 3.626 Cv (cal/mol-

K) y un Cp de 5.613 cal/mol °K; en lo cual se obtiene un porcentaje de error de 27.04 % y

19.35 % respectivamente.

Las condiciones a las que se trabajó fueron una temperatura de 23°C, una presión de 756

mmHg y una humedad relativa de 96%. Una de las conclusiones más importantes sobre los

gases es que sus propiedades dependen de la temperatura y la presión.

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2 INTRODUCCIÓN

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen

propio. Se compone principalmente de moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza

de atracción, provocando que estás se expandan para ocupar todo el volumen del recipiente

que lo contiene, por lo tanto, su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

La importancia de los gases radica en la capacidad de difundirse en la atmósfera, de

comprimirse fácilmente, esto faculta el intercambio constante o reciclaje entre los

organismos (autótrofos y heterótrofos) y también con el medio ambiente ya que mayor parte

de la vida se desarrolla en un ambiente aéreo o próximo a él.

La siguiente práctica no es más que una introducción importante a la teoría de gases

ideales y reales; al estudio y análisis de los planteamientos de la teoría de difusión de gases

de Graham.

Algunos de los sustratos y productos del metabolismo son gases, por ejemplo: oxígeno,

dióxido de carbono, nitrógeno e hidrógeno. Por tanto, es importante entender algunas de

sus propiedades características ya que son suma importancia.

Los gases tienen múltiples aplicaciones. Son utilizados para acelerar o frenar procesos,

calentar, enfriar, alterar y preservar productos. Son "trabajadores invisibles" que llevan cabo

servicios invaluables para el hombre y el medioambiente, tales como: mantener frescos los

alimentos, ayudarnos a respirar, y limpiar y mejorar la calidad del agua, entre otros. En

suma, los gases están involucrados en el mantenimiento de la salud y el mejoramiento de la

calidad de vida.

Otros gases de importancia son los denominados combustibles gaseosos, que son

hidrocarburos naturales, gases fabricados exclusivamente para su empleo como

combustibles, y aquellos que se obtienen como subproducto en ciertos procesos

industriales y que se pueden aprovechar como combustibles.

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3 PRINCIPIOS TEÓRICOS

[1]Gas: Fluido que, por la casi nula fuerza de atracción entre sus moléculas, tiende a ocupar por completo el espacio en el que se encuentra.

Generalmente se comportan de dos formas:

a) Gases Ideales: Se define 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 y cualquier cambio en la energía interna va acompañada de un cambio en la temperatura.

Un gas ideal se caracteriza por tres variables de estado: la presión absoluta (P), el volumen (V), y la temperatura absoluta (T). La relación entre ellas se puede deducir de la teoría cinética y constituye la Ley de Gases Ideales:

PV=Nrt

b) Gases Reales: Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas de atracción y repulsión. Solamente a bajas presiones y altas temperaturas las fuerzas de atracción son despreciables y se comportan como gases ideales.Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparía mas volumen. Esto se debe a que entre sus átomos / moléculas 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.

Densidad de Gases [2]

a) Densidad absoluta.- Relación entre la masa por unidad de volumen.b) Densidad relativa.- Relación de la densidad de una sustancia con respecto a la de un

gas de referencia.c) La densidad ρ de una gas se puede obtener a partir de la relación:

ρ=mV

= PMR ' T

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d) La ecuación general de los gases ideales para llevarlo a condiciones normales:

PVT

=PCNV CN

TCN

Relación de Capacidades Caloríficas de los Gases

Capacidad calorífica de Gases

El calor específico (o capacidad calorífica específica) es la energía necesaria para elevar en un 1 grado la temperatura de 1 kg de masa. Sus unidades en el Sistema Internacional son J/kg K.

En general, el calor específico de una sustancia depende de la temperatura. Sin embargo, como esta dependencia no es muy grande, suele tratarse como una constante. En esta tabla se muestra el calor específico de los distintos elementos de la tabla periódica y en esta otra el calor específico de diferentes sustancias.

Cuando se trabaja con gases es bastante habitual expresar la cantidad de sustancia en términos del número de moles n. En este caso, el calor específico se denomina capacidad calorífica molar C. El calor intercambiado viene entonces dado por:

Capacidad calorífica de un gas ideal

Para un gas ideal se definen dos capacidades caloríficas molares: a volumen constante (CV), y a presión constante (Cp).

CV: es la cantidad de calor que es necesario suministrar a un mol de gas ideal para elevar su temperatura un grado mediante una transformación isócora.

Cp: 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.

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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:

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

[1] ASIMOV, I., Breve historia de la química, Ed. Alianza, 1980, Madrid.[2] Guía de Prácticas de Laboratorio de Fisicoquímica

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4 DETALLES EXPERIMENTAL

4.1 OBJETIVOS

Estudiar las principales propiedades de los gases, tales como capacidad calorífica y densidad. Determinar la densidad teórica y experimental del cloroformo con el método de Víctor

Meyer. Medir el factor gamma (γ = Cp / Cv) que se obtiene al relacionar las capacidades caloríficas a

presión constante (Cp) y a volumen constante (Cv) del aire de acuerdo al método ideado por Clement y Desormes.

4.2 MATERIALES

Equipo de Víctor Meyer Equipo para relación de capacidades caloríficas por el método de Clément y Desormes Regla Bulbos pequeños Vasos de 50 y 600 mL Balanza digital Pinzas Luna de reloj Mechero

4.3 REACTIVOS

Liquido orgánico volátil: Cloroformo

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4.4 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

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

1. Preparar el equipo como se muestra en la figura (1).2. Agregar cloroformo a un vaso de precipitado de 50 mL y tapar con la luna de reloj.3. Pesar la ampolla de vidrio vacía (m1).4. Calentar la ampolla por su extremo más ancho para evitar que se funda la parte

angosta. Cuando esté bien caliente, sumergirlo en el cloroformo y volver a tapar. Esperar a que el cloroformo suba por el capilar.

5. Sellar la ampollar, calentándola, en el estrangulamiento de ésta, con ayuda del mechero. Verificar que no haya escape de líquido. Dejar enfriar.

6. Pesar de nuevo la ampolla que ahora contiene el cloroformo (m2). La diferencia de masas (m2 - m1) es la masa del cloroformo.

7. Colocamos en el vaso de precipitado de 600 mL agua de caño, hasta los 2/3 de su capacidad, llevar el agua a ebullición durante 10 min. Al calentar debe estar cerrada la llave de la bureta F y abierto el tapón E del tubo de ensayo.

8. Luego de 10 min abrir la llave de la bureta, nivelar el agua hasta la marca inicial con la pera C. Colocar el tapón E y observar el descenso del volumen y si éste no fluctúa en más de 0.2 mL, igualar los niveles y leer la bureta. Retirar el tapón E y hacer que el nivel llegue nuevamente al punto inicial.

9. Romper el extremo de la ampolla en el tubo de ensayo, cerrar rápidamente con el tapón E. A medida que baja el nivel del agua en la bureta igualar el de la pera, hasta que el nivel del agua deje de bajar.

10. Cerrar rápidamente la llave F y esperar 10 min, tomar la temperatura del agua en la pera. Ver el volumen marcado por la bureta.

RELACIÓN DE CAPACIDADES CALORÍFICAS POR EL MÉTODO DE CLÉMENT Y

DESORMES

1. En el equipo (fig. 1), aumentar la presión del tanque manteniendo cerrado B, hasta obtener un desnivel de aproximadamente 10 cm (h1).

2. Abrir B para liberar la presión, y luego cerrarlo rápidamente cuando ambas ramas del manómetro se crucen.

3. Medir la altura del segundo rebote, que será muy similar al tercero, para obtener el desnivel h2.

4. Hacer 3 veces éste procedimiento para h1=10, 15, 20, 25 cm.

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5 TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

5.1 TABLAS DE DATOS EXPERIMENTALES

Condiciones de laboratorio:

P (mmhg) T°C %HR

756 26 95

Datos Experimentales:

1. DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE GASES POR EL METODO DE VICTOR MEYER:

Peso de la ampolla vacía 0.5530 g.

Peso de la ampolla más el cloroformo 0.6655 g.

Peso del cloroformo 0.1165 g.

Temperatura final del agua en la pera 28 °C

Volumen desplazado 10.40 mL

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2. RELACION DE CAPACIDADES CALORIFICAS POR EL METODO DE CLEMENT Y DESORMES:

Desnivel inicial en el manómetro de agua: h1

Desnivel final al cruzarse las ramas: h2

h1 (cm) h2 (cm)

10 cm10,5 4,010,0 3,5

15 cm15,0 4,715,5 5,0

20 cm18,5 6,520,0 6,9

25 cm24,0 8,510,5 4,0

5.2 TABLAS DE DATOS TEÓRICOS

Para Densidad de los Gases:

Masa molecular del cloroformo (CHCl3) 119.39 g/molTemperatura crítica del cloroformo 536.5 °KPresión crítica del cloroformo 41192 mmHgPresión de vapor de agua a 26°C ( PV H2 O

26 °C) 25.2 mmHg

Presión a CN 760 mmHgTemperatura a CN 273.15 ºK

Para Relación de Capacidades Caloríficas:

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Cp aire 6.96 cal/mol.ºC

Cv aire 4.97 cal/mol.ºC

aire 1.40

5.3 TABLAS DE CÁLCULOS

DENSIDAD DE GASES:

a) Corrija la presión barométrica usando:

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

F : Presión de vapor del agua a temperatura ambiente

h : % de humedad del aire

Tenemos como datos:

h = 95% humedad

Pb = 756 mmHg

F =(PV H2 O

26 °C) = 25.2 mmHg

Luego, la presión corregida es:

P 'b=756−(100−95 ) 25.2

100

P 'b=756−1.26

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P’b= 754.47 mmhg

P’b= Pb - (100−h)F100

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

1 atm:

Se debe cumplir :

P1 .V 1

T 1

=PCN .V CN

T CN

Para :

754.47×14.27299

=760×V CN

273.15

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

PV=nR 'T

D= PM

R' T

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V CN= 9.43 mL

P1 = P´b = 754.47 mmHg V1= 10.4 mL

T1=26 °C = 299 °K

PCN = 1 atm = 760 mmHg VCN=??

TCN=0 ºC = 273.15 °K

Donde: R '=R [1+ 9T CP

128PCT {1−6 (TC

T )2}]

Para :

TCN = 273.15 °K Tc = 536,5 °K

PCN = 760 mmHg Pc = 41192 mmHg

M = 119,39 g/mol

R=0.082Latmmol ° K

=62.231LmmHgmol ° K

Calculando R’:

R'=62.231LmmHgmol ° K

⌈ 1+ 9128

536,5 ° K ×760 mmHg(41192mmHg×273.15 ° K ) {1−6 ( 536,5 ° K

273.15° K )2}⌉

R'=58.719LmmHgmol ° K

Ahora:

D= PM

R' T

D= 760mmHg×119,39 g /mol

58.719LmmHgmol ° K

×273.15 ° K

D=5.657

P á g i n a 13 | 31Dteórica=5.657g /L

d) Determine la densidad experimental del gas a CN dividiendo, masa entre volumen corregido.

Masa = 0,1165 g

V CN= 9.43 mL

Dexp=mV

Dexp=0,1165 g0.0094 L

P á g i n a 14 | 31

Dexp=12.354 g /L

B).- RELACION DE CAPACIDADES CALORIFICAS.

a) Determine la relación de capacidades caloríficas para cada altura inicial:

Tenemos la siguiente relación:

γ=C p

C v

=h1

h1−h2

Para h1= 10,5 cm.; h2= 4,0 cm.

γ= 10,510,5−4,0

=1,615

Para h1= 10,0 cm.; h2= 3,5 cm.

γ= 10,010,0−3,5

=1,638

Para h1= 15,0 cm.; h2= 4,7 cm.

γ= 15,015,0−4,7

=1,456

Para h1= 15,5 cm.; h2= 5,0 cm.

γ= 15,515,5−5,0

=1,476

P á g i n a 15 | 31

Para h1= 18,5cm.; h2= 6,5cm.

γ= 18,518,5−6,5

=1,542

Para h1= 20,0 cm.; h2= 6,9 cm.

γ= 20,020,0−6,9

=1,526

Para h1= 24,0 cm.; h2= 8,5 cm.

γ= 24,024,0−8,5

=1.548

Para h1= 25,0 cm.; h2= 9,2 cm.

γ= 25,025,0−9,2

=1.582

b) Determine promedio del gas:

γ=1,615+1,638+1,456+1,476+1,542+1,526+1.548+1.5828

γ=1.548

P á g i n a 16 | 31

c) A partir del valor promedio de y Calcule CP y CV experimentales

Tenemos las siguientes relaciones:

Cp - Cv = R

Cp - Cv = 1,987 cal/mol °K

Cp = Cv + R

Entonces: γ=C p

C v

=C v+R

C v

Como ya tenemos experimental, solo queda reemplazar:

1.548=C v+1,987cal /mol° K

C v

C v=3.626

C p=C v+R

C p=3.626+1,987

C p=5.613

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5.4 TABLAS DE RESULTADOS Y % DE ERRORES

DENSIDAD DE GASES:

Presión Barométrica corregida (P’b) 754.47mmHg

Volumen corregido 9.43 mL

Dteórica 5.657 g /L

Dexp 12.354 g/L

%E 28.12 %

a) Calculando el porcentaje de Error

%E=|Dteórica−Dexp

Dteórica|×100 %

%E=|5.657−12.3545.657 |×100 %

%E=118.38%

RELACIÓN DE CAPACIDADES CALORÍFICAS:P á g i n a 18 | 31

H1 (cm) H2 (cm) γ = Cp / Cv

10,5 4,0 1,615

10,0 3,5 1,638

15,0 4,7 1,456

15,5 5,0 1,476

18,5 6,5 1,542

20,0 6,9 1,526

24,0 8,5 1,548

25,0 9,2 1,582

exp 1.548

Cp exp 5.613 cal/mol ºK

Cv exp 3.626 cal/mol ºK

%Error Cp 19.35 %

%Error Cv 27.04 %

%Error de 10.57 %

Calculando el porcentaje de error de :

Teórico Aire = 1.40P á g i n a 19 | 31

Experimental Aire = 1.548

%E=|teórica−❑exp

❑teórica|×100 %

%E=|1.40−1.5481.40 |×100 %

%E=10.57 %

Calculando el porcentaje de error de Cp :

Cp aire teórico = 6.96 cal/mol.ºC

Cp aire experimental = 5.613 cal/mol ºK

%E=|Cpteórico−Cp experimental

Cpteórico|×100 %

%E=|6.96−5.6136.96 |×100 %

%E=19.35 %

Calculando el porcentaje de error de Cv :

Cv aire teórico = 4.97 cal/mol.ºC

Cv aire experimental = 3.626 cal/mol ºK

P á g i n a 20 | 31

%E=|Cvteórico−Cv experimental

Cv teórico|×100 %

%E=|4.97−3.6264.97 |×100 %

%E=27.04 %

5.5 GRAFICOS

P á g i n a 21 | 31

6 ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

P á g i n a 22 | 31

7 CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

P á g i n a 23 | 31

8 APÉNDICE

8.1 CUESTIONARIO

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

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

P á g i n a 24 | 31

300 a 500 c.c. 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:

M= DRTP

En un trabajo preciso se usa un bulbo más grande para llenarlo y otro de contrapeso,

y se corrigen las mediciones reduciéndolas al vacío.

Las principales dificultades que implica el método de Regnault residen en la

necesidad de pesar vasos de vidrio de gran tamaño. Esta operación se

puede evitar si es posible pesar el gas en forma condensada tanto antes

como después de medir su presión, a una determinada temperatura

controlada, cuando está contenido en un matraz de volumen conocido. Por

ejemplo, el peso de un volumen considerable de CO2 se puede obtener a

partir de la pérdida de peso de una porción de calcita muy pura, de la que se

haya desprendido el gas al calcinarla. De otra forma, el CO2 se puede

absorber y pesarlo en un tubo que contenga cal sodada.

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 la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas

real, "z" tiene que valer diferente que uno.

La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que

esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable

tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma:

P á g i n a 25 | 31

pV=znRT

los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno

corrige el volumen, el otro modifica la presión.

Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales,

actúan como gases ideales.

3. Explicar el principio de equipartición de la energía.

En mecánica estadística, clásica, el teorema de equipartición es una fórmula general

que relaciona la temperatura de un sistema con su energía media. El teorema de

equipartición es también conocido como la ley de equipartición, equipartición de la

energía, o simplemente equipartición. La idea central de la equipartición es que, en

equilibrio térmico, la energía se reparte en partes iguales entre sus varias formas;

por ejemplo, la energía cinética promedio en un movimiento de traslación de una

molécula debe ser igual a la energía cinética promedio en su movimiento de

rotación.

De la aplicación del teorema de equipartición surgen predicciones cuantitativas. Al

igual que el teorema de virial, da las energías cinética y potencial totales del sistema

a una dada temperatura, a partir de la cual es posible calcular la capacidad calórica

del sistema. Sin embargo, equipartición también da los valores promedio de los

componentes individuales de la energía, tal como la energía cinética de una partícula

específica o la energía potencial de un resorte aislado. Por ejemplo, el teorema

predice que cada molécula en un gas ideal posee una energía cinética promedio de

(3/2)kBT en equilibrio térmico, donde kB es la constante de Boltzmann y T es la

temperatura. En forma más general, puede ser aplicado a cualquier sistema clásico

en equilibrio térmico, no importa cuán complejo sea el mismo. El teorema de

equipartición puede ser utilizado para derivar la ley de los gases ideales clásica, y la

Ley de Dulong-Petit para los calores específicos de los sólidos. También puede ser

utilizado para predecir las propiedades de las estrellas, aún las enanas blancas y

estrellas de neutrones, dado que su validez se extiende a situaciones en las que

existan efectos relativistas.

P á g i n a 26 | 31

A pesar de que el teorema de equipartición realiza predicciones muy precisas en

ciertas circunstancias, esto no es así cuando los efectos cuánticos son relevantes.

La equipartición es válida solo cuando la energía térmica kBT es mucho mayor que

el espaciamiento entre los niveles de energía cuánticos. Cuando la energía térmica

es menor que el espaciamiento entre niveles de energía cuánticos en un grado de

libertad en particular, la energía promedio y la capacidad calórica de este grado de

libertad son menores que los valores predichos por la equipartición. Se dice que

dicho grado de libertad está "congelado". Por ejemplo, el calor específico de un

sólido disminuye a bajas temperaturas dado que varios tipos de movimientos se

congelan, en lugar de permanecer constantes como predice la equipartición. Estas

reducciones en los calores específicos fueron los primeros síntomas que notaron los

físicos del siglo XIX en el sentido que la física clásica era incorrecta y que era

necesario avanzar en el desarrollo de nuevas teorías físicas. La falla de la

equipartición en el campo de la radiación electromagnética; también conocida como

catástrofe ultravioleta indujo a Albert Einstein a sugerir que la luz exhibe un

comportamiento dual: como onda y como fotones, una hipótesis revolucionaria que

impulsó el desarrollo de la mecánica cuántica y la teoría cuántica de campos.

Fórmula de la ecuación:

8.2 GRÁFICOS

TABLA N°01

Coeficiente de dilatación adiabática para diferentes gases

Temp. Gas γ   Temp. Gas γ   Temp. Gas γ

P á g i n a 27 | 31

–181°C

H2

1,597 200°C

Aireseco

1,398 20°C NO 1,40

–76°C 1,453 400°C 1,393 20°C N2O 1,31

20°C 1,411000°C

1,365 –181°C

N2

1,47

100°C 1,4042000°C

1,088 15°C 1,404

400°C 1,387 0°C

CO2

1,310 20°C Cl2 1,34

1000°C

1,358 20°C 1,30 –115°C

CH4

1,41

2000°C

1,318 100°C 1,281 –74°C 1,35

20°C He 1,66 400°C 1,235 20°C 1,32

20°C

H2O

1,331000°C

1,195 15°C NH3 1,310

100°C 1,324 20°C CO 1,40 19°C Ne 1,64

200°C 1,310–181°C

O2

1,45 19°C Xe 1,66

–180°C

Ar

1,76 –76°C 1,415 19°C Kr 1,68

20°C 1,67 20°C 1,40 15°C SO2 1,29

0°C

Aireseco

1,403 100°C 1,399 360°C Hg 1,67

20°C 1,40 200°C 1,397 15°C C2H6 1,22

100°C 1,401 400°C 1,394 16°C C3H8 1,13

P á g i n a 28 | 31

TABLA N°02

P á g i n a 29 | 31

PROPIEDADES FÍSICAS Y TERMODINÁMICAS:

Masa molecular del cloroformo (CHCl3): 119.39 g/mol

Punto de fusión: -63.5 °C

Punto de ebullición: 61.26 °C (760 mm de Hg)

Densidad: 1.498 g/ml (a 15 °C); 1.484 (a 20 °C)

Densidad de vapor (aire =1): 4.12

Temperatura de autoignición: mayor de 1000 °C

Viscosidad (cP): 0.855 (a -13 °C), 0.70 (a 0 °C), 0.563 (a 20 °C) y 0.51 (a 30 °C).

Tensión superficial respecto al aire (din/cm): 27.14 (a 20 °C) y 21.73 (a 60 °C); respecto al agua: 45.0 (a 20 °C).

Capacidad calorífica (kJ/kg K): 0.979 (a 20 °C)

Temperatura crítica: 536.5 °K.

Presión crítica: 41192 mmHg

Volumen crítico: 0.002 m3/ kg

Conductividad térmica (W/m K): 0.13 (a 20 °C)

Constante dieléctrica: 4.9 (a 20 °C) Momento dipolar (debye): 1.15

Calor de combustión (MJ/kg mol): 373

Calor de formación (MJ/kg mol) a 25 °C: -89.66 (gas) y -120.9 (líquido)

Calor latente de evaporación en el p. de ebullición (kJ/kg): 247

Solubilidad: miscible con etanol, benceno, éter dietílico, éter de petróleo, tetracloruro de carbono, disulfuro de carbono y acetona.

Solubilidad en agua (g/kg de agua): 10.62 (a °C), 8.22 (a 20 °C) y 7.76 (a 30 °C).

Solubilidad de agua en cloroformo (g/kg de cloroformo): 0.806 (a 22 °C).

Presión de vapor (mm de Hg): 0.825 (a -60 °C), 2.03 (a -50 °C), 4.73 (a -40 °C), 9.98 (a -30 °C), 19.58 (a -20 °C), 34.73 (a -10 °C), 60.98 (a 0 °C), 100.5 (a 10 °C), 159.6 (a 20 °C), 246.0 (a 30 °C), 366.38 (a 40 °C) y 525.98 (a 50 °C).

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

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9 BIBLIOGRAFÍA

Alexander Findlay, “Química física práctica de Findlay”. Pg. 75-78

Pons Muzzo, Gastón, “Fisicoquímica”, 6ta Edición, Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Lima – Perú

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