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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"Handbook el Chemistry and Physics", (1958).Chemical Rubber Publishing Co., 4ed... Cleveland.
LEVINE, Ira (2004). FISICOQUÍMICA. Volumen N° 1. Quinta Edición. McGraw –
Hill/Interamericana de España, S.A.U. Madrid – España. Pág. 60 – 63.
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URQUIZA, Manuel (1969). EXPERIMENTOS DE FISICOQUÍMICA. Editorial Limusa
– Wiley, S.A. México. Pág. 18-27.
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Termodinámica.
LAWRENCE, Lee (www.seed.slb.com, 2015). VISCOSIDAD: Viscosidad de los
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Kaye, G y Laby, T (1986). Constantes de las Tablas Físicas y Químicas. 15ta
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
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