UNIVERSIDAD NACIONAL DE ANCASHUNIVERSIDAD NACIONAL DE ANCASH

ESCUELA ACADEMICO PROFESIONAL DE INGENIERIA SANITARIAESCUELA ACADEMICO PROFESIONAL DE INGENIERIA SANITARIA

CURSO:CURSO: FISICOQUIMICAFISICOQUIMICA

PRÁCTICA Nº:PRÁCTICA Nº: 0101

GASESGASES

NOMBRE:NOMBRE: JEAN PAUL LOPEZ JESÚSJEAN PAUL LOPEZ JESÚS

CODIGO:CODIGO: 082.0704.036082.0704.036

FECHA DE EJECUCION:FECHA DE EJECUCION: 0303  –  – 0909  –  – 20132013

DOCENTE:DOCENTE: ING. ALEJANDRO BARBA REGALADOING. ALEJANDRO BARBA REGALADO

HUARAZHUARAZ  –  – 1010  –  – 0909  –  – 20132013

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CONTENIDO

Introducción ……… 03

Objetivos ………. 04

Fundamento teórico ………. 04

Detalles experimentales …………… 06

Procedimiento ………………... 07

Cálculos y resultados …………… 08

Discusión de resultados ………………… 09

Conclusiones y recomendaciones ……………... 09

Bibliografía ……………... 10

Apéndice ……………. 10

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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.

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 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)

2

91 1 6

128

m TcxP Tc PV TR

 M PcxT T 

é ê úæ öê ê ú÷ç= + - ÷çê ê ú÷÷çè øê ê úë ûë

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 relación :

´

m PM 

V R T r  = = ……………………………… (4)

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 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

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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 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 ReactivosMateriales:

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.

Pb*= 514,69 mmHg.

5.2

5.3 Por la ley de amagat

Vaire desplazado= v – vo

=2.0 – 13.2

=11,2 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 (19 °C)

P(C2H5OH) = Pb* - Pv(H2O) A (19 °C)

P(C2H5OH) = 514,69 mmHg – 16,48 mmHg

P(C2H5OH) = 498,21 mmHg.

5.5 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 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

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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 VíctorMeyer Instalado

Fig. 03 Capilar introducidocon el Etanol

Fig. 04 Nivelación del agua entre laPera de decantación y la Bureta

Fig. 05 Pesado del Capilar