FACULTAD DE CIENCIAS DEL AMBIENTE

ESCUELA ACADEMICO PROFESIONAL DE INGENIERIA SANITARIA

CURSO: FISICOQUIMICA PRÁCTICA Nº: 01 GASES NOMBRE: CASTILLO SANCHEZ BERTHA LISSETH CODIGO: 141.0704.049 FECHA DE EJECUCION: 01 – 10 – 2015 DOCENTE: ING. ALEJANDRO BARBA REGALADO

HUARAZ – 01 – 10 – 2015

UNIVERSIDAD NACIONAL DE ANCASH

INTRODUCIÓN En el siguiente experimento llevado a cabo, la cual se titula gases, no es

más que una introducción importante a a la teoría de gases ideales y

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

de gases de Graham

Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia

ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen

una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen

libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos.

Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los

contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y

sólidos.

Sin más preámbulos pasamos al desarrollo del siguiente informe,

esperando estar a la altura de sus expectativas.

I. OBJETIVOS

1.1 Objetivo General: 1.1.1.- Conocer las propiedades de los gases para su mejor

comprensión, como la densidad.

II. FUNDAMENTO TEORICO

2.1.- PRINCIPIOS TEÓRICOS

GAS.- Se denomina así, a aquel fluido que no tiene forma ni volumen

definido. Generalmente se comportan en dos formas: 2.1.1 Gases ideales.- Son aquellos en los cuales el volumen ocupado

por las moléculas es insignificante respecto al volumen total y

se ajustan a la ley de los gases ideales y a la ecuación de

estado

PV = n.R. T .................................. (01)

2.1.2 Gases reales.- Presentan fuertes atracciones intermoleculares,

siendo el volumen de las moléculas significativo respecto al

total, estos no se ajustan a la ecuación (01)

Existe una serie de ecuaciones, llamadas ecuaciones de estado

entre ella tenemos BERTHELOT que corrigen las desviaciones

de la idealidad la ecuación de BERTHELOT es válida para

presiones cercanas a 1 atm.

PV = n.R´T ………………………….. (02)

PV = mM

T R1= mM

TR [1+ 9128

TC

PC

PT (1−6 T C

2

T 2 )]DONDE: M: peso molecular m masa de la sustancia

R: cont. De los gases ideales

P, V, T: presión, volumen y temperatura del gas.

Pc, Tc: presión y temperatura criticas del gas.

Los vapores de sustancias que no son gases a temperaturas ordinarias

suelen encontrarse en este tipo.

2.2 DENSIDAD DE LOS GASES.-

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) .-la densidad (p) de un gas se puede obtener de

la relación :

m PMr = = ……………………………… (4) V RT

´

d. La ecuación general de los gases

(A condiciones PV/T = Pcn Vcn / Tcn (A condiciones .......... (5)

del laboratorio.) normales )

2.2 Gas monoatómico.- Un gas monoatómico, como por ejemplo son

los gases nobles tiene moléculas formadas por un sólo átomo. Eso

a que la energía de rotación, al ser la molécula casi puntual, pueda

despreciarse. Así en los gases monoatómicos la energía total está

prácticamente toda en forma de energía cinética de traslación.

Como el espacio es tridimensional y existen tres grados de libertad

de traslación eso conduce de acuerdo con el teorema de

equipartición a que la energía interna total U de un gas ideal

monoatómico y su capacidad calorífica CV vengan dadas por:

Donde T es la temperatura absoluta, N es el número de moléculas de gas

dentro del sistema que estudiamos, n el número de moles, k la constante

de Boltzmann y R la constante universal de los gases ideales. Así el calor

específico molar de un gas ideal monoatómico es simplemente cv = 3R/2 o

cp = 5R/2. Los gases monoatómicos reales también cumplen las anteriores

igualdades aunque de modo aproximado.

2.4 Gas Diatómico.- En un gas diatómico la energía total puede

encontrarse en forma de energía cinética de traslación y también en forma

de energía cinética de rotación, eso hace que los gases diatómicos

puedan almacenar más energía a una temperatura dada. A temperatura

próxima a la temperatura ambiente la energía interna y la capacidad

caloríficas vienen dadas por:

Para temperaturas extremadamente altas, la energía de vibración de los

enlaces empieza a ser importante y los gases diatómicos se desvían algo

de las anteriores condiciones. A temperaturas aún más altas la

contribución del movimiento término de los electrones produce

desviaciones adicionales. Sin embargo, todos los gases reales como el

hidrógeno (H2), el oxígeno (O2), el nitrógeno (N2) o el monóxido de

carbono (CO), cumplen a temperaturas ambiente moderadas las

anteriores relaciones. Por tanto estos gases tienen calores específicos o

capacidades caloríficas molares cercanos a cv = 3R/2.

2.5 Gases Poliatomicos.- El teorema de equipartición para gases poli

atómicos sugiere que los gases poli atómicos que tienen enlaces

"blandos" o flexibles y que vibran con facilidad con q frecuencias, deberían

tener una capacidad calorífica molar dada por:

(*)

Donde r mide los grados de libertad rotacionales (r = 1 para moléculas

lineales, r = 2 para moléculas planas y r = 3 para moléculas

tridimensionales). Sin embargo estas predicciones no se cumplen a

temperatura ambiente. La capacidad calorífica molar aumenta

moderadamente a medida que aumenta la temperatura. Eso se debe a

efectos cuánticos que hacen que los modos de vibración estén cuantizados

y sólo estén accesibles a medida que aumenta la temperatura, y la

expresión (*) sólo puede ser un límite a muy altas temperaturas. Sin

embargo, antes de llegar a temperaturas donde esa expresión sea un

límite razonable muchas moléculas se rompen por efecto de la

temperatura, no llegando nunca al anterior límite. Un tratamiento rigurso de

la capacidad calorífica requiere por tanto el uso de la mecánica cuántica,

en particular de la mecánica estadística de tipo cuántico.

III. DETALLES EXPERIMENTALES

3.1 Materiales y Reactivos Materiales:

3.1.1 Equipo de Víctor Meyer para densidad de vapor.

3.1.2 Regla.

3.1.3 Mechero de bunsen.

3.1.4 Bombillas de jebe.

3.1.5 Trípode.

3.1.6 Vasos de precipitados de 50, 100 y 600 ml

3.1.7 Pipetas.

3.1.8 Capilar.

Reactivos:

3.1.9 Etanol (C2H5OH)

IV. PROCEDIMIENTO

4.1.- Determinación de la Densidad de Gases por el método de Víctor Meyer

4.1.1 Instalamos el equipo como se muestra a continuación en la fig.

01

Fig. 01

4.1.2 Mientras se estaba calentando el agua en la olla, se pesó el

capilar solo y después con un par de gotas de etanol, caliente la

ampolla, retire e introduzca el capilar en un vaso que contenga

una pequeña porción de la muestra

4.1.3 Abra la llave de la bureta nivele el agua hasta la marca inicial con

la pera C. coloque el tapón E, observe el descenso del volumen y

si este no fluctúa en más de 0.2 ml. iguale los niveles y lea la

bureta. Retire el tapón E y haga que el nivel llegue nuevamente

al punto inicial.

4.1.4 Rompa el extremo de la amolla introdúzcala rápidamente en el

tubo de vaporización B y coloque inmediatamente el tapón E a

medida que baja el nivel del agua deje de bajar.

4.1.5 Cierre rápidamente la llave F y espere 10 min. Tome la

temperatura del agua en la pera, lea el nivel del agua en la

bureta tomando referencia la lectura realizada en d.

V. CALCULOS Y RESULTADOS

5.1 DENSIDAD DE LOS GASES: corregir la presión manométrica.

Dónde:

Pb*= presión manométrica

corregida

Pb=presión manométrica

h=porcentaje de humedad

F=presión de vapor de agua a T. ambiente.

pb∗¿525,8 mmHg−( 100−37.431oo

×16.48 mmHg)

Pb*= 515,48 mmHg.

5.2 m (C 2 H 5OH )=0,1910 gr−0,1760 gr

m (C 2 H 5OH )=0,015 gr

5.3 Por la ley de amagat.

Vaire desplazado= vo – vf =39.5 – 24.7 ml

=14.8 ml.

5.4 Por la ley de Dalton: determinar la presión de gas seco.

Ph = Pgs + Pv (H2O) A T °C Pb*=P (C2H5OH) + Pv (H2O) A (18 °C) P (C2H5OH) = Pb* - Pv (H2O) A (18 °C) P (C2H5OH) = 515.48 mmHg – 16,48 mmHg P (C2H5OH) = 499 mmHg.

5.5 Corregir volumen de aire desplazado a C.N.

V CN (C 2 H 5 OH )=(499 mmHg)(11.2ml)(291° k )

(291 °k )(760 mmHg)

V CN (C 2 H 5 OH )=7.35 ml

5.6 Densidad de etanol a C.N:

5.7 Densidad teórica del etanol a C.N. mediante la ecuación de

BERTHELOT.

Reemplazando los datos en la ecuación tenemos:

VI. DISCUCION DE RESULTADOS

6.1 Por considerar de importancia del cálculo de las densidades de

gases siempre lo mediremos con referencia de la temperatura y presión

del ambiente Al tener en nuestra mano estos cálculos será más fácil la

determinación de las densidades pero teóricamente.

6.2 Ya que en la parte práctica o en la parte experimental este resultado

no es cierto ya que hay ciertos errores que lo varían por eso se determina

presiones o temperaturas corregidas para agregarle a la parte teórica para

así obtener un resultado verídico

6.3 Teóricamente la densidad de una gas se puede obtener con

ecuaciones determinadas pero hay que tomar que cuenta que existe en la

vida practica diferentes factores que podrían cambiar este resultado

además el error de uno mismo por eso es importante tener mucho cuidado

en la realización de estos experimentos.

VII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

7.1 Durante la puesta en régimen del equipo el aire que contiene el tubo de

vaporización se expande (el tubo de desprendimiento en este momento

no debe estar sumergido en la campana). Esto sucede hasta que la

temperatura alcance un valor constante en todo el equipo y el aire de

todo el tubo se encuentre a la misma temperatura.

7.2 En la determinación de la presión de vapor de los líquidos a

temperaturas mayores que la ambiental, se tiene que a mayor

temperatura tendremos una menor presión, esto significa que la presión

de vapor es inversamente proporcional a la temperatura.

7.3 La temperatura ambiental no difiere de una temperatura incrementada

con calor, mientras haya un tubo de escape del vapor de agua, todo

esto con respecto a que el nivel de mercurio este en equilibrio.

Podemos deducir que el oxígeno presente en el sistema influye a

mantener el equilibrio del nivel del mercurio.

7.5 La recomendación que se hace es que en el laboratorio cada mesa de

trabajo cuente con todos los materiales y reactivos necesarios

para el experimento, para evitar así desorden y pérdida de tiempo.

VIII. BIBLIOGRAFIA

8.1 FARRINGTON Daniels - “Fisicoquímica” 4ta Edit. Edit. Compañía

Editorial - Continental S.A. 1970

8.2 CASTELLAN Gilbert - “Fisicoquímica” 2da. Edit. Fondo Educativo

Interamericano. España 1972

8.3 K.C. Rolle - 2da. Edit. Edit. - Interamericana México, 1984

8.4 MARRON Y PRUTON - Fundamentos de Fisicoquímica, Ediciones

Limusa México – 1984.

APENDICE

Fig. 01 Equipo de Víctor Fig. 02 Nivelación del agua entre la Meyer Instalado Pera de decantación y la Bureta

Pesado del CapilarFig. 04

Fig. 03 Capilar introducido con el Etanol