FUNDAMENTO TEÓRICO

Se debe hacer notar que el aire, así como la gran mayoría de los gases reales,

tiene un comportamiento aproximado a un gas ideal, cuando están enrarecidos y a

temperaturas bastantes superiores a las de su temperatura de condensación. Esto

no ocurre cuando los gases reales están a P mucho mayores que 1 atmósfera y a

temperaturas cercanas a su temperatura de condensación. Las desviaciones del

comportamiento ideal, varían con la naturaleza del gas.

Las presiones las mediremos tomando el concepto del manómetro en “U”

tomando como líquido manométrico el agua. Esta al entrar en contacto con el gas

en consideración, en recipiente cerrado, interviene con su presión de vapor. Sin

embargo, como sabemos la presión de vapor de los líquidos dependen de la

temperatura del líquido, en este caso agua, cuyos valores se encuentran en los

manuales para distintas temperaturas y restarla de la presión total obtenida.

Hay 3 tipos de procesos:

a) Proceso isobárico

b) Proceso isotérmico.

c) Proceso Isocórico.

En esta práctica se experimentan dos procesos: el ISOTÉRMICO y el ISÓCORO

A) PROCESO ISOBÁRICO

Es aquel proceso termodinámico en el cual permanece constante la presión

(p= cte.)

Ilustración

Para un gas ideal, el calor entregado para que

el gas pase del estado 1 al estado 2, se puede

calcular así:

Q = CP m ( T )

Donde CP = calor específico a presión constante.

El trabajo realizado es igual al área bajo la curva de la gráfica o: W = P ( V f –

V i )

Por la 1º Ley de la termodinámica, la variación de la energía interna ( U )

es

U = Q – W

Para un gas ideal, el volumen de un gas es directamente proporcional a su

temperatura absoluta cuando su presión permanece constante.

V i / T i = V f / T f

Grafico relacionado al trabajo

B) PROCESO ISOTÉRMICO:

Es aquel proceso termodinámico en el cual la temperatura permanece

constate.

Para un gas ideal, el trabajo realizado es: W = Pi Vi Ln ( V f / Vi ) ]

Puesto que la temperatura permanece constante la energía interna no varía:

U =0

El calor entregado al sistema será : Q = W

Para el gas ideal, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su

presión cuando su temperatura permanece constante.

Pi V i = Pf V f

GRAFICO ( P – V )

En el presente experimento se estudiará el comportamiento del gas A (aire)

para un proceso cerrado, cuando el gas es sometido a cambios de P y V a T

constante.

C) PROCESO ISOCORO:

Es aquel proceso termodinámico en el cual, al incrementar una cantidad de

calor, el volumen permanece constante. ( V = cte.)

Para un gas ideal, puesto que no existe desplazamiento , el trabajo realizado

por el gas es nulo : W = 0

La energía interna del gas es el calor : U = Q

El calor entregado es Q = CV m . ( T )

donde CV es el calor específico del gas a volumen constante.

En un gas ideal, la presión de un gas es directamente proporcional a su

temperatura absoluta, cuando su volumen permanece constante:

P i / T i = Pf / T f

GRAFICO ( P – V )

Se estudiará el comportamiento de una cantidad fija de gas B frente a los

cambios de P y T a volumen constante. Los datos que se obtengan de esta

experiencia se utilizarán para elaborar una gráfica P vs. T a volumen constante, y

mediante una extrapolación se determinará la temperatura en el cero absoluto

correspondiente a una P nula.

Todos estos conceptos son para gases ideales, en la cual se cumple P V = n

R T , debido a que Z (factor de compresibilidad ) = 1. En estos gases se cumple la

ley de Gay Lussac, Ley de Boyle y Mariotte, Ley de Charles, etc.

OBSERVACIONES IMPORTANTES

Se debe tener presente algunas consideraciones que se tiene que tener con

respecto a los gases, para que estos puedan ser considerados como ideales para

los cálculos:

1. En un fluido ideal, no existe viscosidad.

En un fluido real, si existe viscosidad.

2. El fluido ideal es incompresible

El fluido real es compresible.

3. En el fluido ideal, no existe atracción molecular.

En el fluido real, si existe atracción molecular.

4. En los gases perfectos existe viscosidad, son compresibles y no existe

atracción molecular.

Si no se cumple algunas de estas observaciones, el gas no puede ser

catalogado como ideal, por lo que se tendrá que usar y evaluar en otra ecuación,

ya no para los gases ideales, sino para los gases reales.

GASES REALES

DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL:

Ya que la ley del gas ideal no representa en forma precisa el comportamiento de

gases reales, intentaremos ahora formular ecuaciones de estado para gases mas

realistas, y exploraremos las implicaciones de estas ecuaciones.

Si las mediciones de presión, volumen molar y temperatura de un gas no

confirman la relación PV = RT , dentro de la precisión de las mediciones se dice

que el gas se desvía de la idealidad o que exhibe un comportamiento no ideal.

Para exponer con claridad las desviaciones, la razón entre el volumen molar

observado V y el volumen molar ideal Vid = RT/P se representa gráficamente

como una función de la presión a temperatura constante. Esta relación se

denomina factor de compresibilidad Z. Por tanto,

Z= V = PV

Vid RT

Para el gas ideal Z=1 y es independiente de la temperatura y de la presión. Para

gases reales Z = Z (T , P ) una función tanto de la temperatura como de la presión.

La figura 1 muestra una gráfica de Z como una función de la presión a 0 ºC para

el nitrógeno, el hidrogeno y el gas ideal. Para el hidrogeno Z es mayor que la

unidad (el valor ideal) a todas las presiones. Para el nitrógeno Z es menor que la

unidad en la región inferior del intervalo de presión pero mayor que la unidad a

presiones muy altas. Nótese que el intervalo de presión en la figura 1 es muy

grande cerca de una atmósfera ambos gases se comportan casi

idealmente .Nótese también que la escala vertical en la figura 1 es mucho más

amplia comparada con la de la figura 2.

La figura 2 muestra una gráfica de Z contra P para varios gases a 0 ºC .

Obsérvese que para aquellos gases que se licúan fácilmente, Z cae rápidamente

por debajo de la línea ideal en la región de bajas presiones.

Figura 1 Figura 2

MODIFICACION DE LA ECUACION DE GAS IDEAL:

ECUACION DE VAN DER WAALS

¿Cómo puede modificarse la ley del gas ideal para obtener una ecuación que

represente los datos experimentales con mayor precisión?

Empecemos por superar un defecto evidente de la ley del gas ideal es decir la

predicción de que bajo cualquier presión finita el volumen del gas es cero a la

temperatura del cero absoluto:

V = R T / P.

Al enfriar los gases reales se licúan y finalmente se solidifican después de la

licuación el volumen no cambia apreciablemente. Podemos estructurar una nueva

ecuación de modo que pronostique un volumen finito positivo para el gas a 0 ºK

añadiendo una constante positiva b al volumen ideal :

V = b + R T / P

De acuerdo con la ecuación el volumen molar a 0 ºK es b y esperamos que b

sea aproximadamente comparable al volumen molar del liquido o sólido.

La ecuación predice también a medida que la presión se hace infinita el volumen

molar se aproxima al valor limite b .Esta predicción concuerda mejor con la

experiencia que la ley del gas ideal, la cual considera que el volumen molar se

aproxima a cero a presiones muy altas.

Ahora es interesante analizar lo bien que la ecuación predice las curvas de las

figuras 1 y 2. Como por definición Z = P V / R T la multiplicación de la ecuación

por P / R T da:

Z = 1 + b P / R T

Como la ecuación exige que Z sea una función lineal de la presión con una

pendiente positiva b / R T no puede ajustarse a la curva para el nitrógeno en la

figura 1 que parte del origen con una pendiente negativa.

Sin embargo la ecuación puede representar el comportamiento del Hidrogeno.

En la figura 1 la línea discontinua es una representación gráfica de la ecuación

cuyo origen se ha hecho coincidir con la curva para el hidrogeno. En la región de

presiones bajas la línea discontinua representa muy bien los datos.

Podemos concluir por la ecuación que la suposición de que las moléculas de un

gas tienen un tamaño finito es suficiente para explicar los valores de Z mayores

que la unidad. Aparentemente este efecto del tamaño es el factor dominante en

las desviaciones de la idealidad en el hidrogeno a 0 ºC. También esta claro que

algunos otros efectos tiene que producir desviaciones de la idealidad en gases

como el metano y el nitrógeno, ya que el efecto del tamaño no puede explicar el

comportamiento del gas ideal en el intervalo de las bajas presiones. Buscaremos

este otro efecto.

Hemos visto que entre los peores transgresores en el hecho de tener valores de Z

menores que la unidad están el metano y el dióxido de carbono que se licúan con

facilidad. Comenzamos así a sospechar que existe cierta conexión entre la

facilidad para licuarse y el factor de compresibilidad y a preguntarnos porque se

licúa un gas.

En primer lugar debe suministrarse energía, el calor de vaporización para que una

molécula pase del estado líquido al de vapor. Esta energía es necesaria debido a

las fuerzas de atracción que actúan entre la molécula y sus vecinos en el liquido.

La fuerza de atracción es mayor si las moléculas están mas cerca entre sí, como

en un liquido, y muy débil si las moléculas están muy separadas como en un gas.

El problema consiste en encontrar una manera apropiada de modificar la ecuación

de los gases para que tenga en cuenta esas débiles fuerzas de atracción.

La presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente actúa en

dirección hacia afuera. Las fuerzas atractivas entre las moléculas tienden a

reunirlas disminuyendo así la embestida contra las paredes y reduciendo la

presión por debajo de la ejercida por un gas ideal. Esta reducción en la presión

debe ser proporcional a la fuerza de atracción entre las moléculas del gas.

Considérense dos pequeños elementos de volumen V1 y V2 en un recipiente de

gas figura 3. Supóngase que cada elemento de volumen contiene una molécula y

que la fuerza de atracción entre los dos elementos de volumen es algún valor

pequeño f. Si añadimos otra molécula a V2 manteniendo una en V1, la fuerza que

actúa entre los dos elementos será 2f, otra molécula en V2 aumentaría la fuerza a

3f y así sucesivamente. Por tanto la fuerza de atracción entre los dos elementos

es proporcional a C2, la concentración de moléculas en V2. Si en cualquier

momento el numero de moléculas en V2 se mantiene constante y se añaden

moléculas a V1 entonces la fuerza será doble, triple, etc. La fuerza es por tanto

proporcional a C1, la concentración de moléculas a V1. De esta forma la fuerza que

actúa entre los dos elementos puede expresarse como: fuerza C1C2. Como la

concentración en un gas es la misma en cualquier parte C1 = C2 = C tendremos

fuerza C, pero C = n /V = 1 / v en consecuencia fuerza 1 / V2 .

Figura 3

Volvemos a escribir la ecuación de los gases en la forma :

P = R T

(V – b)

Debido a las fuerzas atractivas entre las moléculas, la presión es menor que la

dada por la ecuación en una cantidad proporcional a 1/V2 así se resta un término

del segundo miembro de la ecuación para obtener:

P = R T - a

( V – b) V2

Donde a es una constante positiva aproximadamente proporcional a la energía de

vaporización del liquido.

Hay que destacar dos aspectos sobre la introducción del término a / V2. Primero,

las fuerzas que actúan en cualquier elemento de volumen en el interior del

recipiente se anulan, solo aquellos elementos de volumen cercanos a las paredes

experimentan fuerzas no equilibradas que tienden a tirar de ellos hacia el centro.

Por tanto el efecto de las fuerzas de atracción se aprecia solo en las paredes de la

vasija. Segundo, la derivación supone un intervalo efectivo de acción de las

fuerzas atractivas del orden de centímetros, de hecho ,el intervalo de estas

fuerzas es del orden de nanómetros.

La ecuación es la ecuación de Van der Waals propuesta por Van der Waals,

quien fue el primero en reconocer la influencia del tamaño molecular y de las

fuerzas intermoleculares sobre la presión de un gas. Estas débiles fuerzas se

conocen con el nombre de fuerzas de Van der Waals. Las constantes de Van der

Waals a y b para algunos gases se dan en la tabla 1

Gas a =atm (lt/ mol)2 b = lt / mol

Argón 1,35 0,0323

Acetileno 4,37 0,0512

Aire 1,33 0,0366

NH3 4,19 0,0373

CO2 3,60 0,0428

CO 1,46 0,0394

Cl2 6,5 0,0562

Etileno 4,48 0,0572

HCl 3,65 0,0408

H2 0,245 0,0266

Metano 2,25 0,0428

N2 1,35 0,0386

O2 1,36 0,0319

SO2 6,8 0,0572

H2O 5,48 0,0306

Tabla 1

La ecuación de Van der Waals se expresa a menudo en las siguientes

formas equivalentes pero menos instructivas,

(P + a) (V – b) = R T o (P + n 2 a) (V – n b) = n R T

V2 V2

Donde se a empleado V = n V en la segunda expresión .

ISOTERMAS DE UN GAS REAL

Si las relaciones de presión - volumen para un gas real se miden a varias

temperaturas, se obtiene un conjunto de isotermas como las de la figura 5. A altas

temperaturas las isotermas se parecen mucho a las de un gas ideal, mientras que

a bajas temperaturas las curvas tienen una apariencia bastante distinta. La parte

horizontal de las curvas a bajas temperaturas es peculiarmente sorprendente.

Consideremos un recipiente de gas en un estado descrito por el punto A de la

figura 5. Supongamos móvil una de sus paredes (un pistón ); manteniendo la

temperatura a T1, comprimimos lentamente la pared disminuyendo así el volumen.

A medida en que disminuye el volumen, la presión aumenta lentamente a lo largo

de la curva hasta alcanzar el volumen V2. La reducción del volumen mas allá de

V2 no produce cambio en la presión hasta alcanzar V3.

La pequeña reducción en volumen de V3 a V4

produce un gran aumento en la presión de P

a P’. Esta es una secuencia bastante

interesante de sucesos; en particular la disminución

del volumen en un amplio intervalo, en el que

la presión permanece constante en el valor P.

Figura 5

Si observamos el recipiente mientras todo esto sucede, notamos que a V2

aparecen las primeras gotas del liquido; la presión constante P es la presión de

vapor en equilibrio del liquido a la temperatura T1 . A V3 desaparecen las últimas

trazas de gas. Una reducción posterior del volumen simplemente comprime el

líquido; la presión aumenta de forma pronunciada ya que el liquido es casi

incompresible. Las líneas de gran pendiente a la izquierda del diagrama son, por

tanto, isotermas del líquido. A una temperatura algo mayor, el comportamiento es

cualitativamente el mismo, pero es menor el intervalo de volumen en que se

produce la condensación y mayor la presión de vapor. Al pasar a temperaturas

aún más altas la meseta acaba reduciéndose a un punto a una temperatura TC, la

temperatura crítica. Cuando la temperatura aumenta por encima de TC, las

isotermas se parecen mas a las de gas ideal; por encima de TC no aparece

ninguna meseta

DIAGRAMA DE OPERACIONES

Experimento isotérmico

Materiales de laboratorio(Proceso isotérmico)

1

2

4

3

1

Repetir los pasos anteriores bajando la pera de nivel 20, 40, 60, 80 y 100 cm

Registrar la diferencia de niveles y los volúmenes de aire

Levantar la pera de nivel 20, 40, 60, 80y 100cm

Verificar que haya escape de gas

Llenar de agua la bureta dejando 30ml de aire

Montar el equipo de la figura

Experimento Isócoro

5 veces

7

6

5

4

2

1

Medir el volumen muerto de la bureta y el volumen del balón

1

Registrar el volumen del aire en la bureta y la temperatura del aire en el balón

12

9

Retirar del mechero y estabilizar la temperatura

3

Calentar el vaso hasta que su temperatura se haya incrementado en 10 ºC

Colocar una plancha térmica entre el mechero y la pera de nivel

8

Registrar el volumen del gas en la bureta y temperatura del gas en el balón

Ajustar los niveles de agua de la pera con la bureta

Verter agua potable al vaso

Llenar de agua la pera y ajustar con tapones

Montar el equipo de la figura

Repetir los pasos anteriores bajando la pera de nivel 20, 40, 60, 80 y 100 cm

Materiales de laboratorio(Proceso isócoro)

DATOS DEL EXPERIMENTO

1. Proceso Isotérmico

El volumen muerto es hallado por comparación de alturas, la altura del volumen muerto es medida y calculada mediante la zona graduada de la bureta.

NIVEL *V. GRADUADO (ml) V. MUERTO (ml) V. DEL GAS (ml)0 19.5 5.5 25.020 19.0 5.5 24.540 18.4 5.5 23.960 17.7 5.5 23.280 16.7 5.5 22.2100 15.5 5.5 21.0-20 20.1 5.5 25.6-40 20.7 5.5 26.2-60 21.9 5.5 27.4-80 23.0 5.5 28.5-100 24.2 5.5 29.7

Para poder hallar la presión, debemos usar la formula siguiente:

Donde Pgas : Presión del gas en la bureta (vapor de agua) Patm : Presión atmosférica h: altura que ha aumentado o reducido el nivel del agua en la bureta

(en m) γ: peso especifico del agua (γ= 1000kg/m3)

* Durante la operación, se tomó en consideración el volumen total del gas para llenar la hoja de datos, por ello que calcularemos el volumen graduado como la diferencia entre el volumen anotado y el volumen muerto

Vaire = Vgraduado + Vmuerto

Vmuerto = 5.5ml

Pgas = Patm + γh

Asimismo, convertimos estas presiones a mmHg para poder hallar las presiones del gas mediante la siguiente relación:

Obtenemos lo siguientes resultados:

NIVEL (m) γ (H2O)(kg/m3) Ph (kg/m2) Ph(Torr)0.0 1000.0 0.0 0.00.2 1000.0 200.0 9079.20.4 1000.0 400.0 18158.40.6 1000.0 600.0 27237.60.8 1000.0 800.0 36316.81.0 1000.0 1000.0 45396.0-0.2 1000.0 -200.0 -9079.2-0.4 1000.0 -400.0 -18158.4-0.6 1000.0 -600.0 -27237.6-0.8 1000.0 -800.0 -36316.8-1.0 1000.0 -1000.0 -45396.0

Con esto, podemos encontrar la presión del vapor de agua presente en la bureta de gases:

NIVEL (m) Ph(Torr) Patm(mmHg) Pgas(mmHg)0.0 0.0 752.95 752.950.2 14.8 752.95 767.760.4 29.6 752.95 782.560.6 44.4 752.95 797.370.8 59.2 752.95 812.171.0 74.0 752.95 826.98-0.2 -14.8 752.95 738.14-0.4 -29.6 752.95 723.34-0.6 -44.4 752.95 708.53-0.8 -59.2 752.95 693.73-1.0 -74.0 752.95 678.92

Relación Presión- Volumen

(Ph(Kg/m2))(9.87 N/Kg)(7.5006*10-3 Torr/ (N/m2))

NIVEL V. DEL GAS (ml) Pgas(mmHg)

0.0 25.0 752.95

0.2 24.5 767.76

0.4 23.9 782.56

0.6 23.2 797.37

0.8 22.2 812.17

1.0 21.0 826.98

-0.2 25.6 738.14

-0.4 26.2 723.34

-0.6 27.4 708.53

-0.8 28.5 693.73

-1.0 29.7 678.92

2. Proceso Isócoro

Volumen de aire en el balón (Vb): 100mlVolumen de aire en la bureta (Va): Vgraduado + Vmuerto

V. GRADUADO (ml) Va (ml) TEMPERATURA (ºC)19.5 25.0 18.019.2 24.7 28.019.2 24.7 38.019.1 24.6 48.019.0 24.5 58.018.9 24.4 68.018.8 24.3 78.018.7 24.2 88.018.5 24.0 98.0

Vmuerto = 5.5ml

CÁLCULOS Y RESULTADOS

A) PROCESO ISOTÉRMICO

1) Convierta las presiones manométricas en columna de agua a columna de mercurio (Torr.).

Sabemos que la presión es: P = g .h

Donde: = densidad del líquido empleado ( Hg = 13,6 g / cm 3 )g = gravedad ( 9,8 m / s2 )h = diferencia de alturas entre las superficies de los líquidos.

P = agua . g h agua = Hg .g h HG

h Hg = agua h agua = 1 g / cm 3 x h ( cm ) Hg 13,6 g / cm 3

y otra forma es de P = Hcm * 760 1033 cm

Debido a que 760 torrichelli equivale a 10,33 metros de agua, por lo que la conversión de unidades es también usada.Reemplazando:

Donde la última columna indica la presión en Torrichelli ( en mm de Mercurio.)

2) Exprese las presiones en presiones absolutas.

Sabemos que la presión absoluta es Pabsoluta = P manométrica + P atmosférica

y por dato la presión del laboratorio es de 751,7 Torrichelli (dado en el mismo laboratorio)

Entonces:

donde el último cuadro indica las presiones absolutas en mm. de Mercurio

3) Exprese las presiones del gas seco (Torr), calculada, restando de la anterior la presión de vapor de agua. Indicar la fuente de información.

La Presión del gas seco es: Gas seco = P absoluta – P vapor

donde la presión de vapor se dio como dato en el laboratorio. Este dato estaba publicado en la pared, junto con la lista de los equipos y materiales. (La presión de vapor varía con la temperatura y para fines de cálculos se asumió que la humedad relativa es de 100% por lo que se consideró toda la presión de vapor )

Temperatura del liquido 29 ºC P vapor = 30 Torr.

donde la última columna es la presión del gas seco en Torrichelli.

4) Exprese el volumen de gas seco (ml), que es igual a la del gas húmedo.

Se usa una relación de :

15,7 cm ( V gas A graduada) 11,9 ml ( V gas A graduado – marcado)25 cm ( V gas A no graduado) X = V gas A

donde Volumen del gas A al inicio es de 18, 949 ml.

donde en la última columna se indica el volumen del gas A. (seco o húmedo)

5) Calcule los valores del producto PV para el gas seco (ml. Torr) y las desviaciones porcentuales respecto a la media.

Donde la última columna indica la desviación de P V respecto a su media 13 746,78021 ml.Torr (en porcentaje)

6) Calcule el valor de Z para cada caso y las desviaciones con respecto a la unidad.

Usaremos la siguiente expresión: Z=PVnRT

R=62.36367 (L.Torr)//K.mol)

T=297.15KPara hallar n:Densidad del aire=0.0013g/cm3Masa molar del aire=28.9g/molVaire=18.6cm3Waire=0.0013 (18.6)=0.02418gN=Waire / Masa molar= 0.000836678 mol-gr.

Presión del gas seco (Torr)

Volumen (mL)

PV (mltr.Torr) Z

Desviación porcentual (%)

787.623562 18.648

14687.6042

0.94729493

5.5637449

780.314908 18.698

14590.3282

0.94102099

6.2675552

765.697599 18.798

14393.5835

0.9283317

7.72011746

751.108984 18.879

14180.1865

0.9145684

9.34119252

736.26213 18.929

13936.7059

0.89886482

11.2514333

721.7 18.94913675.4933

0.8820176

13.3764222

707.061355 18.958

13404.4692

0.86453757

15.668773

699.6570 18.978 13278.09 0.856386 16.76967

57 16 7 94692.318974 18.998

13152.6759

0.84829785

17.8831226

684.976476 19.013

13023.4577

0.83996377

19.0527533

677.633979 19.025

12891.9864

0.83148437

20.2668424

7) Haga un gráfico (P vs V), mostrando con una X los puntos experimentales de la curva. Haga un comentario de la gráfica obtenida y su relación con la ley de Boyle.

De los datos obtenidos:

Volumen (mL)

Presión del gas seco (Torr)

18.648 787.62356218.698 780.31490818.798 765.69759918.879 751.10898418.929 736.2621318.949 721.718.958 707.06135518.978 699.65705718.998 692.31897419.013 684.97647619.025 677.633979

La ley de Boyle es una de las leyes que se ejerce sobre los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

PV=cte

18.6 18.65 18.7 18.75 18.8 18.85 18.9 18.95 19 19.05620640660680700720740760780800

Presión vs volumen

Volumen (mL)

Pres

ión

del g

as se

co

Nuestra gráfica se aproxima, sobre todo al comienzo de la medición de volúmenes, a una recta, la cual nos indica que el gas está adoptando un comportamiento ideal sujeto a la ley de Boyle.

8) Haga un gráfico PV vs P y señale la curva para la media.

Presión del gas seco (Torr)

PV (mltr.Torr)

787.623562 14687.6042780.314908 14590.3282765.697599 14393.5835751.108984 14180.1865736.26213 13936.7059721.7 13675.4933707.061355 13404.4692699.657057 13278.0916692.318974 13152.6759684.976476 13023.4577677.633979 12891.9864

9) Haga un gráfico Z vs P y señale la curva de la idealidad.

Presión del gas seco (Torr) Z787.623562

0.94729493

780.314908

0.94102099

765.697599

0.9283317

751.108984

0.9145684

736.26213

0.89886482

721.70.8820176

707.061355

0.86453757

699.657057

0.8563867

692.318974

0.84829785

684.976476

0.83996377

677.633979

0.83148437

10) Haga un comentario acerca del comportamiento del gas utilizado para esta experiencia.

Como hemos observado en el experimento, el aire, el cual fue el gas de prueba, se ha comportado casi o algo parecido a un gas ideal, ya que como mencionamos anteriormente, éste cumple pero no exactamente la ley de Boyle (ley que se impone en los gases ideales). Además aparte de la Ley de Boyle, el factor de compresibilidad (si z= 1 el gas es ideal) para el aire, se acerca casi siempre al valor de 1, por lo cual podemos decir con seguridad que el aire no se encuentra lejos del comportamiento ideal.

B) PROCESO ISCÓRO

7. Explicar cómo se alteraría el valor del cero absoluto si la temperatura del agua de la bureta de gases aumentara gradualmente.

Analizando, si la temperatura del agua de la bureta aumentará, entonces la presión del gas A aumentaría y le transmitiría un aumento de presión al gas B, por lo cual β aumentaría y así el valor del cero absoluto disminuiría.

660 680 700 720 740 760 780 8000.76

0.78

0.8

0.82

0.84

0.86

0.88

0.9

0.92

0.94

0.96

Z

P

Z

CONCLUSIONES

El gas con que se trabajó (el aire) posee un comportamiento cerca al ideal,

ya que el valor de su factor de compresibilidad se acerca al valor de la

unidad (z=1).

Las continuas repeticiones del proceso para los cálculos, tanto en el

proceso isócoro como el isotérmico, sirven para obtener una media más

exacta, ya que con pocas mediciones se obtendría un error mayor.

La presión del aire es aproximadamente inversamente proporcional a su

volumen que ocupa, debido justamente a que se sujeta parcialmente a la

ley de Boyle.

Si al aire se le somete a temperaturas y presiones altas, éste pierde más

idealidad.

RECOMENDACIONES

Generar un mejor vacío sería lo ideal, debido a que se obtendría un menor

error por la menor entrada de masa gaseosa no deseada.

No olvidarse del volumen muerto hallado inicialmente.

Tener cuidado con acercar el mechero al gas, ya que el calor que emana el

mechero podría afectar al gas. Lo recomendable es colocar entre ellos un

material que no conduzca el calor, como el tecnopor.

Tener en cuenta que el gas aire no se encuentra totalmente seco, sino que

también está conformado por una parte húmeda, debido a la temperatura

que se registraba.