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UNIVERSIDAD NACIONAL DE ANCASH
ESCUELA ACADEMICO PROFESIONAL DE INGENIERIA SANITARIA
CURSO: FISICOQUIMICA PRÁCTICA Nº: 01 GASES NOMBRE: JEAN PAUL LOPEZ JESÚS CODIGO: 082.0704.036 FECHA DE EJECUCION: 03 – 09 – 2013 DOCENTE: ING. ALEJANDRO BARBA REGALADO
HUARAZ – 10 – 09 – 2013
CONTENIDO Introducción
………
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Objetivos
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04
Fundamento teórico
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Detalles experimentales Procedimiento Cálculos y resultados Discusión de resultados Conclusiones y recomendaciones Bibliografía Apéndice
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……………
08
………………… 09 ……………...
09
……………... 10 ……………. 10
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INTRODUCIÓN En el siguiente experimento llevado a cabo, la cual s e 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 s e 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. El alumno
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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 Generalmente se comportan en dos formas:
definido.
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
PV
=
m M
………………………….. (02)
é ê1 + TR ê ê ë
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TcxP
128 PcxT
ê ê1ê ê ë
2 æTc ö ú ú ÷ 6ç ÷ ç ÷ ç è T ø ú ú û
En las ecuaciones (2) y (3): M: peso molecular m : masa de la sustancia R : const. 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.
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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 rela ción :
m r
=
PM =
V
R T
……………………………… (4)
´
d. La ecuación general de los gases (A condiciones del laboratorio.)
PV/T = Pcn Vcn / Tcn
(A condiciones.......... (5) 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 tralación 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 C V 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 = 3 R/2 o c p = 5 R/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 5
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 = 3 R/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 l ímite 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 ri gurso 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)
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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.
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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.
5.2 Pb*= 514,69 mmHg.
5.3 Por la ley de amagat
5.4
5.5
Vaire desplazado= v – vo =2.0 – 13.2 =11,2 ml. Por la ley de Dalton: determinar la presión de gas seco. Ph=Pgs + P v(H2O) A T °C Pb*=P(C2H5OH) + Pv(H2O) A (19 °C) P(C2H5OH) = Pb* - P v(H2O) A (19 °C) P(C2H5OH) = 514,69 mmHg – 16,48 mmHg P(C2H5OH) = 498,21 mmHg. Corregir volumen de aire desplazado a C.N.
5.6 Densidad de etanol a C.N:
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* + [ ( )]
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 s e 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 temper atura incrementada con calor, mientras haya un tubo de escape del vapor de agua, todo esto con respecto a que el
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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. 02 Equipo de Víctor Meyer Instalado
Fig. 04 Nivelación del agua entre la Pera de decantación y la Bureta
Fig. 05 Pesado del Capilar Fig. 03 Capilar introducido con el Etanol 10
