1 Gases

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

Gases

JUE-11FQI - F

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú decana de América)

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

TEMA

:

GASES

PROFESORA

:

CLAUDIA BERZOY

ALUM ALUMN NOS

:

RECUA ECUAY Y GRAN GRANAD ADOS OS,, EDE EDER

0507 05 0701 0165 65

VASQUEZ SILVA, BRIAN

05070147

FECHA DE REALIZACIÓN: 14-09-06 FECHA DE ENTREGA: 21-09-06 CIUDAD UNIVERSITARIA, SETIEMBRE DE 2006.

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RESUMEN La finalidad de esta práctica experimental fue el estudio de dos de las propiedades más importantes en los gases, que son: La densidad , usando el método de Victor Meyer, en la cual se llenó en una ampolla, una muestra de 0.0769 g (CHCl 3), mientras, se calentó el agua en donde se sumergió el bulbo del equipo, se ajustaron las condiciones iniciales y se vertió la muestra en el bulbo, lo cual desplazó 18.2 mL de agua, lo cual, luego de realizar los respectivos cálculos, nos dio como resultado una densidad experimental de ***. La capacidad calorífica , usando el método de Clément y Desormes, en la que bombearemos aire a un balón conectado a un manómetro (agua), que posee una válvula para que escape el gas, anotando alturas iniciales y otras secundarias, cuando se estabiliza luego de abrir ésta válvula por un momento, con todo ello se calcularon las Cp y Cv experimentales que fueron *** y *** respectivamente.

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INTRODUCCIÓN

Se denomina gas a aquel estado de la materia que se encuentra por encima de su temperatura crítica y cuyo volumen es variable y se expande hasta llenar totalmente el recipiente que lo contiene. La finalidad de conocer sus propiedades más características es, para tener un conocimiento más preciso de la sustancia que se va a emplear, y predecir su comportamiento, de pendiendo de su grado de pureza, densidad y capacidad calorífica, etc. Si mencionamos la utilidad de los gases en la industria, ésta es muy diversa y tiene un sinnúmero de aplicaciones como producto principal o simplemente como un aditivo en el proceso para la fabricación de otro producto. Por ejemplo, en la fabricación de combustibles gaseosos , éstos combustibles son inodoros en estado puro, por lo que se les adiciona azufre para identificarlo en una posible fuga, entre éstos tenemos gases como: el gas de hulla , que se genera de la destilación destructiva del carbón, antiguamente se usaba un derivado del coque, como el gas de alumbrado, que hoy apenas tiene importancia; el gas de productor es un tipo de gas de agua (gas obtenido mediante procesos de vapor de agua, toxico debido a su contenido de CO, N 2,CH4,CO2.), se produce quemando combustible de baja calidad (como lignito o carbón bituminoso) resultando un gas que contiene alrededor de un 50% de nitrógeno; el gas natural, que se extrae generalmente de los yacimientos de petróleo, ya que siempre que hay éste hay gas natural asociado, pero también hay pozos que proporcionan solamente gas natural, antes de su uso comercial se le deben extraer los hidrocarburos más pesados, como el butano y el propano, dejando sólo el gas seco, compuesto por los hidrocarburos más ligeros, metano y etano, el que también se emplea para fabricar plásticos, fármacos y tintes; el gas embotellado , se produce a partir de los hidrocarburos pesados ya mencionados, incluido el pentano, o mezclas de esos gases, los que se licúan para almacenarse en tanques metálicos, que pueden utilizarse cocinas o estufas en localidades carentes de suministro centralizado de gas (como en nuestra capital). Por otro lado también poseen un uso particular como el dióxido de carbono que es usado en algunos extinguidores para controlar y extinguir el fuego durante un incendio, y también se le utiliza en la fumigación de ciertas plantas como el tabaco; el gas de aceite, del cual se producen los alquitranes que se usan para pavimentar las carreteras; el gas sulfuroso, usado en la fabricación de azúcar de remolacha, y también es utilizado en el blanqueo de las frutas; los gases inertes , que se utilizan como medio para la transmisión del calor, sin que reaccionen y así no alteren el proceso industrial; y para todo ello también tenemos que purificar los gases que se van a utilizar, ya que en nuestro medio no se encuentran sustancias puras, como refiere la teoría, sólo mezclas de ellas, y muchas veces sólo se alcanza un máximo grado de pureza, que depende del proceso que se utilice, o simplemente cuando la sustancia requerida es muy costosa para el proceso, se usan sustitutos que posean similares propiedades que la sustancia mencionada, por lo cual también es útil conocer las propiedades de éstos gases. (1)

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También los gases han sido utilizados con un fin bélico, gases como el gas lacrimógeno, el gas cloro y fosgeno (irritantes de los pulmones) y el gas mostaza (que produce graves quemaduras) se utilizaron por primera vez en la I Guerra Mundial para romper el prolongado estancamiento de la guerra de trincheras. Al final de la I Guerra Mundial la mayoría de las potencias europeas habían incorporado la guerra de gases en algún departamento de sus ejércitos, y Alemania había desarrollado en el periodo de entreguerras gases nerviosos como el gas sarín , que puede causar muerte o parálisis aplicado en pequeñas cantidades. A pesar de su disponibilidad, sólo Japón utilizó gases —en China— al producirse la globalización de la contienda. Después de la II Guerra Mundial el conocimiento de la producción de gases se hizo extensivo. Desde la II Guerra Mundial se han utilizado gases como el lacrimógeno en guerras limitadas, por ejemplo en la guerra de Vietnam; también es empleado por la policía para reprimir motines. El uso de agentes más mortíferos, como el gas mostaza o nervioso, ha sido condenado por la mayoría de los países, aunque semejantes armas permanecen en arsenales y se cuenta con evidencias de que fueron utilizadas por Irak durante la Guerra Irano-iraquí, en la década de 1980, así como contra los kurdos del norte de su territorio. Varios compuestos químicos que alteran el metabolismo de las plantas y causan defoliación, como el agente naranja, se han utilizado en la guerra moderna en la jungla para reducir la cobertura del enemigo o privar a la población civil de las cosechas necesarias para su alimento. Tales agentes químicos, que se suelen lanzar desde el aire, pueden contaminar también el agua y los peces; su efecto a largo plazo sobre todo el ecosistema hace que resulten devastadores. (2)

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MARCO TEORICO

GAS Es aquella fase en la cual, la materia posee la capacidad de expandirse completamente en un recipiente a una densidad uniforme, de aquí que no posee volumen constante ni forma definida. GAS IDEAL Ley de Boyle: Es llamada ley de las isotermas, ya que la temperatura es constante. Esta ley nos dice que el volumen de un peso dado a cualquier gas seco, a temperatura constante, varia inversamente a la presión a que se somete. En realidad, el producto PV no es absolutamente constante para todos los gases. Los gases no cumplen exactamente la ley de Boyle–Mariotte, especialmente a presiones elevadas y a bajas temperaturas, por lo que esta ley es tan solo aproximada. Un gas que se supone cumple la ley de Boyle– Mariotte se conoce como gas perfecto o mejor gas ideal se entiende como gas ideal a aquel en el cual tiende a cero el valor de las fuerzas atractivas de las moléculas y es despreciable el pequeño volumen propio de las moléculas frente al gran volumen que ocupa el gas. El helio es el gas que más se aproxima a un comportamiento ideal, no obstante la presión debe ser baja. Ley de Charles –Gay Lussac: Se le conoce también como ley de las isobaras ya que se mantiene a presión constante, todos los gases se dilatan igualmente por los mismos grados de calor y que por consecuencia su mayor o menor densidad, su mayor o menor solubilidad en agua y su naturaleza particular no influyen nada sobre su dilatación. Esta ley nos dice que el volumen es directamente proporcional a su temperatura absoluta siempre y cuando la presión sea constante también existe un segundo caso que nos dice que a volumen constante la presión de una determinada masa de un gas aumenta por cada centígrado de elevación en su temperatura.(3) GAS REAL Las condiciones o postulados en que se basa la teoría cinética de los gases no se pueden cumplir y la situación en que más se aproximan a ellas es cuando la presión y la temperatura son bajas; cuando éstas son altas el comportamiento del gas se aleja de tales postulados, especialmente en lo relacionado a que no hay interacción entre las moléculas de tipo gravitacional, eléctrica o electromagnética y a que el volumen ocupado por las moléculas es despreciable comparado con el volumen total ocupado por el gas; en este caso no se habla de gases ideales sino de gases reales.

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Como el gas real no se ajusta a la teoría cinética de los gases tampoco se ajusta a la ecuación de estado y se hace necesario establecer una ecuación de estado para gases reales. La ecuación más sencilla y la más conocida para analizar el comportamiento de los gases reales presenta la siguiente forma: P.V = Z.R.T (1) P: presión absoluta. v: volumen. R: constante universal de los gases. T: temperatura absoluta. Z se puede considerar como un factor de corrección para que la ecuación de estado se pueda seguir aplicando a los gases reales. En realidad Z corrige los valores de presión y volumen leídos para llevarlos a los verdaderos valores de presión y volumen que se tendrían si el mol de gas se comportara a la temperatura T como ideal. Z se conoce como factor de supercompresibilidad, y depende del tipo de gas y las condiciones de presión y temperatura a que se encuentra; cuando éstas son bajas, próximas a las condiciones normales, Z se considera igual a uno. Cuando se trata de gases reales, la presión indicada por el registrador de presión es menor que la presión a la que se encontraría el gas si fuera ideal pues hay que descontar las interacciones entre las moléculas y por otra parte el volumen disponible para el movimiento de las moléculas es menor que el volumen del recipiente pues no se puede despreciar el volumen ocupado por las moléculas.(4)

DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO DE LOS GASES La densidad es la masa de la unidad de volumen de un material. Densidad relativa de un gas se llama a la relación existente entre su densidad y la de un gas tipo. El peso específico de un gas es la relación de su densidad con respecto a la densidad del aire, a las mismas condiciones de temperatura y presión, resulta entonces que el peso específico no es más que la densidad relativa de un gas con respecto al aire. El peso especifico y en general cualquier densidad relativa no tiene dimensiones. DETERMINACION DE LOS PESOS MOLECULARES El método de Víctor Meyer es conveniente para la determinación de los pesos moleculares de sustancias que pueden pesarse al estado líquido, eliminando de esta manera la necesidad de pesar grandes recipientes cuando dichas sustancias se encuentran al estado gaseoso. Se funda que al colocar en una ampolla de vidrio una cantidad determinada del liquido, se le evapora a temperatura constante, originando que sea desalojado del aparato un volumen equivalente de aire que es medido en una bureta de gases, a temperatura y presión conocidas, o lo que es lo mismo, que el volumen del vapor se mide indirectamente por igual volumen de aire desalojado por aquel. (3) 6


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CALOR ESPECÍFICO Calor específico a presión constante Cp: Representa la cantidad de calor que hay que suministrar a una unidad de masa de una sustancia, a presión constante, para elevar un grado su temperatura. Cálculo del calor específico a presión constante (Cp) de una mezcla: El calor específico de la mezcla a presión constante, se calcula mediante la siguiente fórmula:

Donde, Cp: calor específico de la mezcla, a presión constante. xi: fracción molar del componente i. Cpi: calor específico del componente i, a presión constante. n: número total de componentes en la mezcla. Calor específico a volumen constante Cv: Representa la cantidad de calor que hay que suministrar a una unidad de masa de una sustancia, a volumen constante, para elevar un grado su temperatura. Cálculo del calor específico, a volumen constante (Cv) de una mezcla: El calor específico de la mezcla a volumen constante, se calcula mediante la siguiente fórmula:

Donde, Cv: calor específico de la mezcla, a presión constante. xi: fracción molar del componente i. Cvi: calor específico del componente i, a presión constante. n: número total de componentes en la mezcla. Relación entre Cv y Cp: Cp - Cv = R Donde, R: constante universal de los gases. Determinación de la relación k: La relación k está dada por la relación: k = kp/kv Es adimensional.(4)

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Tabla N° 1

Condiciones del Laboratorio Tabla N° 1

Condiciones del Laboratorio

Presión: 756 mmHg,

Temperatura : 21°C, Humedad Relativa: 98%.

Tabla N° 2 Determinación de la densidad de gases por el método de Víctor Meyer. Muestra: cloroformo. mampolla = 0,4641 g. mampolla + muestra = 0,5410 g. mmuestra = 0,0769g. Volumen desplazado: 18.2 mL Temperatura del agua en la pera: 21.0 C.

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Tabla N° 3 Relación de capacidades caloríficas por el método de Clement y Desornes.

H1

H2

15cm 14.8cm 15.1cm 14.9cm 14.8cm 3,6cm 3.7cm 4.1cm 4.2cm

20cm 20.1cm 20.2cm 19.8cm 19.8cm 4.8cm 5.4cm 5.1cm 4.9cm



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CALCULOS 1) DENSIDAD DE LOS GASES a) Determinación de la presión barométrica corregida. Fórmula a usar. P´b = Pb - (100 - h) x F 100 Donde: Pb, P´b : Presión barométrica y Presión barométrica corregida F: Presión de vapor de agua a temperatura ambiente H: Porcentaje de humedad del aire. Según los datos obtenidos: H = 98% F = Pv (21°C) = 18.65mmHg Pb = 756mm Hg. Reemplazando datos en la fórmula: P´b = 756 - (100 - 78) (18.65) 100 P´b

=

755.627mm Hg.

b) Corrija el volumen del aire desplazado a condiciones normales (CN), 0°C y 1 atm. (Laboratorio) = (C.N) P1.V1 T1

=

P2.V2

T2

(755.627) (18.2) = (760) V2 294 273 V2 = 16.80 mL.

c) Determine la densidad experimental del vapor a CN, dividiendo la masa entre el volumen corregido. 10


ρexp

=

0.0769 g = -3 16.80 *10 L

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4.58 g/L

d) Determine la densidad teórica del vapor a CN, usando la ecuación de Berthelot. Sea la ecuación: R’ = R [1 + 9TcP (1 – 6Tc2 ) ] 128PcT T2 Reemplazando: P = 760mmHg. T = 273 º K. R = 62.4 LmmHg mol.K (1) Tc = 536,4 K . Pc = 54 atm. (2) R’ = 58.86 L.mmHg mol.K ρteorica = P*M R’*T ρteorica = 5.65 g/L a. Calculo del error. %error = (ρTeor - Ρexp) x 100 % ρTeor %error = 18.93 %

2 Relación de Capacidades Caloríficas. (1)

Pc encontrado en el Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide, pag. 6-52

(2)

Tc encontrado en el Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide, pag. 6-52 11


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Primero hallo la altura promedio de cada uno de los centímetros: PARA 15cm: H1 =

14.8 + 15.1 + 14.9 + 14.8 4

H2 =

3.6 + 3.7 + 4.1 + 4.2 4

= 14.9

= 3.90

PARA 20cm: H1 =

20.1 +20.2 + 19.8 + 19.8 4

H2 =

4.8 + 5.4 + 5.1 + 4.9 4

= 19.97 = 5.01

PARA 25cm: H1 =

25.2 + 25.2 + 25.2 + 25.1 4

H2 =

7.6 + 7.6 + 7.2 + 7.2 4

= 25.18

= 7.40

PARA 30cm: H1 =

30.1 + 30.1 + 29.9 + 29.8 4

H2 =

8.2 + 7.8 + 8.2 + 7,9 4

= 29.97

= 8.02

a. Determine la relación de capacidades caloríficas (γ) para cada altura inicial.

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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I h1 (cm) 14.9 19.97 25.18 29.97

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h2 (cm) 3.90 5.01 7.40 8.02

h1/(h1 – h2)= γ 1.35 1.33 1.42 1.36

γ Promedio

1.36

b. Determine γ promedio del gas. γ promedio = 1.36 c. Calculo de Cv y Cp experimentalmente: Cp = γ................... (1) Cv Cp - Cv = R...................(2) Donde R = 1.987 cal mol-1 K -1 Experimentalmente:

Cp = 1.36 Cv Cp - Cv = 1.987 cal mol -1 K -1 1.36Cv - Cv = 1.987 cal mol -1 K -1 0.27 Cv = 1.987 cal mol -1 K -1 Cv = 5.5194 cal mol -1 K -1 Cp = 7.5064 cal mol -1 K -1 %E para el Cv : %error = (CvTeor - Cvexp) x 100 % CvTeor %error = -48.08% %E para el Cp : %error = (CpTeor - Cpexp) x 100 % = 18.93% CpTeor TABLA DE RESULTADOS

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TABLA 1 Y TABLA 2: W ampolla vacío (gr) W ampolla con CHCl 3 W cloroformo (gr) Presión barométrica Presión barométrica corregida Volumen corregido a CN Densidad teórica CN Densidad experimental CN Porcentaje de error Volumen desplazado

0.4641 g 0.5410 g 0.0769 g 760 mmHg 755.627mm Hg. 16.80ml 5.65gr / L. 4.580grL 18.93%. 18.2 mL

TABLA 3 h1 (cm) 14.9 19.97 25.18 29.97

h2 (cm) 3.90 5.01 7.40 8.02

h1/(h1 – h2)= γ 1.35 1.33 1.42 1.36

γ Promedio

1.36

H1 : Diferencia de niveles entre las ramas del manómetro de agua al inyectarse IRE. ∆ H2 : Diferencia de niveles luego de abrir y cerrar la llave.

∆

Tabla N° 4

Capacidades caloríficas

/cal/mol .K) Experimental

1.9803 1.36

γ CV experimental Cp experimental

5.5194 cal / mol k 7.5064 cal / mol k

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DISCUSIÓN DE RESULTADOS 

Al finalizar el experimento por el Método de Víctor Meyer se pudo conocer los resultados como volumen desplazado y la masa del cloroformo con los cuales se obtuvo la densidad experimental, de esta forma se comparo con la densidad teórica hallando el error de 18.98% lo cual demuestra que este error se produjo porque no se leyó correctamente el volumen en la bureta ó también porque se peso mal la ampolla de vidrio produciendo así un error en los resultados.



De la misma manera en la relación de capacidades caloríficas Método de Clement y Desormes se verifico que existe un error en las capacidades caloríficas a presión(Cp) y volumen(Cv) constante comparado con Cp y Cv de las tablas una de las causas puede ser la incorrecta medición de las alturas la cual se dio durante el experimento ó porque las uniones no estaban herméticamente cerradas.



En lo expuesto anteriormente sobre las mediciones de las alturas una de las causas fue porque no se abrió y cerró rápidamente B en el momento en que ambas ramas del manómetro se cruzaron tomando así de esta manera una altura h2 incorrecta.

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CONCLUSIONES 

En el experimento de Víctor Meyer se pudo determinar la densidad del cloroformo el cual es muy volátil a las condiciones que se desarrolla el experimento en el laboratorio .



Podemos concluir Y gama a parte de ser una relación entre capacidades caloríficas también es una relación en el incremento de presiones pero como la presión es pequeña se puede determinar a partir de las alturas h 1 y h2 por el método de Clemont y Desormes.



De esta manera a través de este experimento se pudo comprobar que la capacidad calorífica a presión constante es mayor que su capacidad calorífica a volumen constante para gases (gas diatómico N 2 y O2).



Se pudo entender que es capacidad calorífica, como se determina y que factores la afectan o influyen a ella .

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CUESTIONARIO. 1) Explica las diferencias y semejanzas que existen entre los isotermas de una gas real y un gas ideal. A altas temperaturas las isotermas de un gas real, se parecen muchas a las isotermas de un gas ideal, mientras que a bajas temperaturas la curvas tienen una apariencia bastante distinta. Las isoterma de un gas ideal es una línea horizontal debido a que Z =PV/RT es igual a la unidad mientras que las de los reales son curvas.

2) Explicar el significado del coeficiente de fugacidad. La función ƒ se denomina fugacidad del gas. La fugacidad mide la energía de Gibss de un gas real (mide un potencial químico). Las ecuaciones serán solo de uso práctica solo si la fugacidad se relaciona con las presiones de las especies reactivas. La fugacidad, en los gases reales, viene a ser una unidad muy parecida a la presión. Un gas esta en su estado estándar cuando su fugacidad es de 1 atm. El coeficiente de fugacidad “γ” depende de las condiciones, pero se aproxima a presiones muy bajas, donde la fugacidad se vuelve igual a la presión. 3) Indicar los criterios que debe tenerse en cuenta para seleccionar una ecuación de estado para gases reales. Están basados en dos ideas fundamentales sugeridas dpor Van Der Waals : - se debe considerar el tamaño de las moléculas. - se debe considerar las fuerzas atractivas entre las moléculas. Las ecuaciones mas modernas incluyen la dependencia de las fuerzas intermoleculares de la distancia que separa entre las moléculas.

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BIBLIOGRAFÍA 1) Kirk ENCICLOPEDIA DE TECNOLOGÍA QUÍMICA 1ª Edición en español, Unión Tipográfica Editorial Hispano-Americana 2) Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation. 3) MARON – PRUTTON FUNDAMENTO DE FISICOQUIMICA Ed. Limusa, Noriega Editores, 1996. Págs. 47-49, 52-54. 4) http://www.fisicanet.com.ar . 5) HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 84TH EDITION , ED CRC PRESS 2003 - 2004 Pág. .

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