FISICO-QUIMICA - 2013
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FISICO-QUIMICA - 2013
INTRODUCCION ................................................................................................................................... 3 OBJETIVOS GENERALES: ...................................................................................................................... 4 OBJETIVOS ESPECÍFICOS: ..................................................................................................................... 4 FUNDAMENTO TEÓRICO ..................................................................................................................... 5 TERMODINAMICA DE GASES Y EL PROCESO ISOTERMICO ............................................................. 5 ESTADO DE EQUILIBRIO: ................................................................................................................. 5 TRABAJO MECÁNICO HECHO POR O SOBRE EL SISTEMA. ............................................................... 5 LEYES DE LA TERMODINÁMICA ....................................................................................................... 7 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA: .......................................................................................... 7 PROCESOS ISÓCOROS O A VOLUMEN CONSTANTE ........................................................................ 9 PROCESOS ISOTÉRMICOS O A TEMPERATURA CONSTANTE ........................................................... 9 SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA .......................................................................................... 9 EQUIPO DE LABORATORIO ................................................................................................................ 13 PROCEDIMIENTO ............................................................................................................................... 14 CUESTIONARIO .................................................................................................................................. 16 PROCESO ISOCORO ....................................................................................................................... 26 CONCLUSIONES ................................................................................................................................. 35 OBSERVACIONES ............................................................................................................................... 35 RECOMENDACIONES. ........................................................................................................................ 36 APLICACIÓN INDUSTRIAL .................................................................................................................. 36 BIBLIOGRAFIA .................................................................................................................................... 37
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En esta experiencia se estudiará a los gases desde el punto de vista termodinámico. Ahora se debe tener en cuenta que las mediciones deberán ser hechas lo más cuidadosas que sean posibles (al 0.1 ml). Nuestra muestra gaseosa lo trataremos igualmente como que tiene comportamiento de gas ideal, y que además es un sistema cerrado y por lo tanto su su energía y masa son constantes. Se conocerá el nuevo tipo de energía denominada entalpia cuyo cambio se aplica a presión constante. Se conocerá las formas para medir l calor en una reacción o calorimetría en condiciones de volumen constante y presión constante, y el significado calor especifico y capacidad calorífica, cantidades que se utilizaran en el trabajo experimental. También veremos la importancia de los les procesos termodinámicos en la vida cotidiana.Previo a profundizar en este tema de la termodinámica, es imprescindible establecer una clara distinción entre tres conceptos básicos: temperatura, calor y energía interna. Como ejemplo ilustrativo, es conveniente recurrir a la teoría cinética de los gases, en que éstos sabemos están constituidos por numerosísimas moléculas en permanente choque entre sí.
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Verificar la Ley de Boyle o el proceso isotérmico de la primera experiencia de los gases y el cero absoluto; y comprobar la Ley de Gay Lussac, evaluando las experiencias desde el punto de vista de la termodinámica.
A partir de los resultados obtenidos, aplicar estos a las leyes fundamentales de la termodinámica. Evaluar desde el punto de vista termodinámico la ley de Boyle y la ley de Gay Lussac.
Aprender el correcto uso del tubo neumetrico y la ampolla de nivel.
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Denominamos estado de equilibrio de un sistema cuando las variables macroscópicas presión p, volumen V, y temperatura T, no cambian. El estado de equilibrio es dinámico en el sentido de que los constituyentes del sistema se mueven continuamente. El estado del sistema se representa por un punto en un diagrama p-V. Podemos llevar al sistema desde un estado inicial a otro final a través de una sucesión de estados de equilibrio. Se denomina ecuación de estado a la relación que existe entre las variables p, V, y T. La ecuación de estado más sencilla es la de un gas ideal pV=nRT, donde n representa el número de moles, y R la constante de los gases R = 0.082 atm. · L/ (K mol)=8.3143 J/ (K mol).
Se denomina energía interna del sistema a la suma de las energías de todas sus partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética, los choques entre las moléculas se suponen perfectamente elásticos, la energía interna solamente depende de la temperatura.
Consideremos, por ejemplo, un gas dentro de un cilindro. Las moléculas del gas chocan contra las paredes cambiando la dirección de su velocidad, o de su momento lineal. El efecto del gran número de colisiones que tienen lugar en la unidad de tiempo, se puede representar por una fuerza F que actúa sobre toda la superficie de la pared. 5
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Si una de las paredes es un émbolo móvil de área A y éste se desplaza dx, el intercambio de energía del sistema con el exterior puede expresarse como el trabajo realizado por la fuerza F a lo largo del desplazamiento dx. dW = -Fdx = -pAdx = -pdV Siendo dV el cambio del volumen del gas. El signo menos indica que si el sistema realiza trabajo (incrementa su volumen) su energía interna disminuye, pero si se realiza trabajo sobre el sistema (disminuye su volumen) su energía interna aumenta. El trabajo total realizado cuando el sistema pasa del estado A cuyo volumen es V A al estado B cuyo volumen es V B.
El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre dado a una transferencia de energía de tipo especial en el que intervienen gran número de partículas. Se denomina calor a la energía intercambiada entre un sistema y el medio que le rodea debido a los choques entre las moléculas del sistema y el exterior al mismo y siempre que no pueda expresarse macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento. Lo que se percibe con más precisión es la temperatura del objeto o, más exactamente todavía, la diferencia entre la temperatura del mismo y la de la mano que la toca. Ahora bien, aunque la sensación experimentada sea tanto más intensa cuanto más elevada sea la temperatura, se trata sólo una apreciación muy poco exacta que no puede considerarse como medida de temperatura. Para efectuar esta última se utilizan otras propiedades del calor, como la dilatación, cuyos efectos son susceptibles. Con muy pocas excepciones todos los cuerpos aumentan de volumen al calentarse y diminuyen cuando se enfrían. En caso de los sólidos, el volumen suele incrementarse en todas las direcciones se puede observar este fenómeno en una de ellas con experiencia del pirómetro del cuadrante. La dilatación es una primera propiedad térmica de los cuerpos, que permite llegar a la noción de la temperatura. La segunda magnitud fundamental es la cantidad de calor que se supone reciben o ceden los cuerpos al calentarse o al enfriarse, respectivamente. 6
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La cantidad de calor que hay que proporcionar a un cuerpo para que su temperatura aumente en un número de unidades determinado es tanto mayor cuanto más elevada es la masa de dicho cuerpo y es proporcional a lo que se denomina calor específico de la sustancia de que está constituido. Cuando se calienta un cuerpo en uno de sus puntos, el calor se propaga a los que son próximos y la diferencia de temperatura entre el punto calentado directamente y otro situado a cierta distancia es tanto menor cuando mejor conducto del calor es dicho cuerpo. Cuando una sustancia incrementa su temperatura de T A a T B, el calor absorbido se obtiene multiplicando la masa (o el número de moles n) por el calor específico c y por la diferencia de temperatura T B-T A. Q = nc (T B-TA) Cuando no hay intercambio de energía (en forma de calor) entre dos sistemas, decimos que están en equilibrio térmico. Las moléculas individuales pueden intercambiar energía, pero en promedio, la misma cantidad de energía fluye en ambas direcciones, no habiendo intercambio neto. Para que dos sistemas estén en equilibrio térmico deben de estar a la misma temperatura.
La primera ley no es otra cosa que el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema de muchísimas partículas. A cada estado del sistema le corresponde una energía interna U. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna cambia en ∆U=UB-U A
Supongamos que el sistema está en el estado A y realiza un trabajo W, expandiéndose. Dicho trabajo mecánico da lugar a un cambio (disminución) de la energía interna de sistema ∆U=-W También podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto térmico con otro sistema a diferente temperatura. Si fluye una cantidad de calor Q del segundo al primero, aumenta su energía interna en : ∆U=Q
Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la energía U=0. Sin embargo, durante el ciclo el sistema ha efectuado un trabajo, que ha de ser 7
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proporcionado por los alrededores en forma de transferencia de calor, para preservar el principio de conservación de la energía, W=Q.
Si la transformación no es cíclica ∆ U ∆ 0 Si no se realiza trabajo mecánico ∆ U=Q Si el sistema está aislado térmicamente ∆ U=-W Si el sistema realiza trabajo, U disminuye Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a temperatura superior, U aumenta. Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una temperatura inferior, U disminuye.
Todos estos casos, los podemos resumir en una única ecuación que describe la conservación de la energía del sistema. ∆U=Q-W
Si el estado inicial y final están muy próximos entre sí, el primer principio se escribe dU = dQ- pdV
W=p(vB-v A)
Q=ncP(TB-T A) Donde cP es el calor específico a presión constante
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No hay variación de volumen del gas, luego
W=0 Q = n cV(TB-T A) Donde cV es el calor específico a volumen constante
PV = n RT
∆U=0
Q=W
Las primeras máquinas térmicas construidas, fueron dispositivos muy eficientes. Solo una pequeña fracción del calor absorbido de la fuente de la alta temperatura se podía convertir en trabajo útil. Aun al progresar los diseños de la ingeniería, una fracción apreciable del calor absorbido se sigue descargando en el escape de una máquina a baja temperatura, sin que pueda convertirse en energía mecánica. Sigue siendo una esperanza diseñar una maquina que pueda tomar calor de un 9
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depósito abundante, como el océano y convertirlo íntegramente en un trabajo útil. Entonces no seria necesario contar con una fuente de calor una temperatura más alta que el medio ambiente quemando combustibles. De la misma manera, podría esperarse, que se diseñara un refrigerador que simplemente transporte calor, desde un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que tenga que gastarse trabajo exterior. Ninguna de estas aspiraciones ambiciosas viola la primera ley de la termodinámica. La máquina térmica sólo podría convertir energía calorífica completamente en energía mecánica, conservándose la energía total del proceso. En el refrigerador simplemente se transmitiría la energía calorífica de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que se perdiera la energía en el proceso. Nunca se ha logrado ninguna de estas aspiraciones y hay razones para que se crea que nunca se alcanzarán. La segunda ley de la termodinámica, que es una generalización de la experiencia, es una exposición cuyos artificios de aplicación no existen. Se tienen muchos enunciados de la segunda ley, pero se puede demostrar que son equivalentes entre sí. Clausius la enuncio como sigue: “No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que esté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).”
En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. En un sentido más amplio se interpreta como la medida del desorden de un sistema. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor en un sistema aislado crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego ( ἐ ντροπία) y significa evolución o tr ansformación. La función termodinámica, S, es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene una alta entropía. Puesto que una condición de distribución al azar es más probable que una ordenada, la entropía puede considerarse como una función de probabilidad. Es la capacidad de como una naturaleza tiene la capacidad de producir trabajo.
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Como la temperatura es constante se saca fuera de la integral y quedaría:
S2 - S1 =q / T
En muchos procesos, la absorción reversible de calor esta acompañada por un cambio de temperatura, es este caso expresamos el calor en función de la temperatura integramos y obtendremos:
a) En un pro ceso a volumen con stante: dq = Cv dT entonces :
S 2 - S1 = Cv ln T2/T1
b) En un proc eso a presión con stante:
dq = Cp dT
Entonces:
S 2 - S1 = Cp ln T2/T1
c) Pr oc eso adiab ático : En un proceso adiabático como no existe transferencia de calor la variación de entropías es cero.
La segunda ley está ligada a una variable termodinámica denominada entropía (s), y puede expresarse cuantitativamente en términos de esta variable.
En el análisis de muchas reacciones químicas es necesario fijar un estado de referencia para la entropía. Este siempre puede escogerse algún nivel arbitrario de 11
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referencia cuando solo se involucra un componente; para las tablas de vapor convencionales se ha escogido 32 º F. Sobre la base de las observaciones hechas por Nernst y por otros, Planck estableció la tercera ley de la termodinámica en 1912, así: la entropía de todos los sólidos cristalinos perfectos es cero a la temperatura de cero absoluto . Un cristal "perfecto" es aquel que esta en equilibrio termodinámico. En consecuencia, comúnmente se establece la tercera ley en forma más general, como: La entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero. La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el cálculo de las entropías absolutas de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las ecuaciones apropiadas para determinar la dirección de las reacciones químicas. Una interpretación estadística de la tercera ley es más bien sencilla, puesto que la entropía se ha definido como: S = k ln s En donde k es la constante de Bolzmall s es la probabilidad termodinámica. En vista de la anterior disertación, la tercera ley equivale a establecer que: s ® 1 cuando T ® 0. Esto significa que sólo existe una forma de ocurrencia del estado de energía mínima para una sustancia que obedezca la tercera ley. Hay varios casos referidos en la literatura en donde los cálculos basados en la tercera ley no están desacuerdo con los experimentos. Sin embargo, en todos los casos es posible explicar el desacuerdo sobre la base de que la sustancia no es "pura", esto es, pueda haber dos o más isótopos o presentarse moléculas diferentes o, también, una distribución de no equilibrio de las moléculas. En tales casos hay más de un estado cuántico en el cero absoluto y la entropía no tiende a cero.
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Tubo Neumométrico
Tubo de goma
Soporte universal
Termómetro
Vaso
Balón
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Ampolla de nivel
Tubos capilares
Pinzas
Probeta
En el laboratorio de físico química observamos los procesos isotérmicos e isocoro:
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En el laboratorio tomamos los siguientes datos: Aquí es conveniente hacer notar que, nuestro gas en consideración, ahora es el aire que está encima de la superficie de agua en la ampolla de nivel y el que ocupa el balón. El volumen que ocupa dicho gas que lo llamaremos B, lo mediremos al final de la experiencia ayudándonos con la probeta que dispone enrasada con agua, por lo que debemos marcar con un lápiz el extremo inferior de los tapones. En el tubo capilar el gas experimenta un enfriamiento y se considera que el aire contenido en el, con el de la ampolla de nivel. Regístrese simultáneamente, el volumen de gas A en el tubo y la temperatura del gas B. Repita esta operación hasta que el agua del vaso llegue a su temperatura de ebullición Al final mida el volumen muerto del tubo neumométrico (la zona no graduada) desajustando el tapan desalojando el agua e invirtiendo el tubo. Enrase una probeta con agua y mida con ella el volumen de su tubo neumométrico. Haga lo mismo para medir el volumen del gas B, considerando el termómetro dentro de él.
H (m)
Desplazamiento vertical hacia arriba
V(l)
0
0
0,0432
1
0,10
0,0427
2
0,20
0,0423
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Desplazamiento vertical hacia abajo
3
0,30
0,04,8
4
-0,10
0,0437
5
-0,20
0,0443
6
-0,30
0,0448
A) Con versión De L as Presion es Mano mé tricas De Colum na De A gu a A Colum na De
Hg. (Torr)
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; Donde:
H O 2
= 1000 Kg. / m 3 ; g = 9.81m / s 2
760 torr 760 mmHg Para h = 0
= 10 3 Kg. / m x g = 9.81 m / s 2 x 0 3
101300
pascal ( N / m 2 )
= 0 torr
En el desplazamiento vertical hacia arriba
Para h = 0.1 m
= 10 3 Kg. / m 3 x g = 9.81 m / s 2 x 0.1 = 981( N / m 2 )
Para h = 0.2 m
= 7.35 torr
= 10 3 Kg. / m 3 x g = 9.81 m / s 2 x 0.2 = 1962 ( N / m 2 )
Para h = 0.3 m
= = 10 3 Kg. / m 3 x g = 9.81m / s 2 x 0.3 = 2943 ( N / m 2 )
= 14.71 torr
= 22.07 torr
En el desplazamiento vertical hacia abajo
Para h = -0.1 m
= 10 3 Kg. / m 3 x g = 9.81 m / s 2 x -0.1 =- 981( N / m 2 )
Para h = -0.2 m
= -7.35 torr
= 10 3 Kg. / m 3 x g = 9.81 m / s 2 x -0.2 = -1962 ( N / m 2 )
Para h = -0.3 m
3 = 10 3 Kg. / m x g = 9.81 m / s 2 x -0.3 =- 2943 ( N / m 2 )
= -14.71 torr
= -22.07 torr
P abs = P atm + P m ; donde: P atm = 751.1 torr
En el desplazamiento vertical hacia arriba
Para h = 0.1 m = 751.1 + 7.35 = 758.45 torr
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Para h = 0.2 m = 751.1 + 14.71 = 765.81 torr Para h = 0.3 m = 751.1 + 22.07 = 773.17 torr
En el desplazamiento vertical hacia abajo
Para h = - 0.1 m = 751.1 - 7.35 = 743.75 torr Para h = - 0.2 m = 751.1 - 14.71 = 736.39 torr Para h = - 0.3 m = 751.1 - 22.07 = 729.03 torr
P abs = P gasH = P gasS + P vH 2O
P gasS = P abs - P vH 2O
P vH 2O = 17.54 torr; para t = 20 °C
Presión del gas seco en el desplazamiento vertical hacia arriba Para h = 0.1 m
=
)
Para h = 0.2 m
=
Para h = 0.3 m
=
Presión del gas seco en el desplazamiento vertical hacia abajo
) 18
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Para h = - 0.1 m
=
Para h = - 0.2 m
=
Para h = - 0.3 m
h (cm.) 0 10 20 30 -10 -20 -30
Volumen (l)
0,0432 0,0427 0,0423 0,04,8 0,0437 0,0443 0,0448
V muerto (ml) 0.011 0.011 0.011 0.011 0.011 0.011 0.011
V total (ml) 0.0542 0.0537 0.0533 0.0528 0.0547 0.0553 0.0558
h (cm.)
V total (ml)
P gasS i(mmHg)
P i V i (torr*l)
0 10 20 30 -10 -20 -30
0.0542 0.0537 0.0533 0.0528 0.0547 0.0553 0.0558
733.56 740.91 748.27 755.63 726.21 718.85 711.49
39.759 39.787 39.883 39.897 39.724 39.752 39.701
∑ 19
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P i V i (torr*l) 39.759 39.787 39.883 39.897 39.724 39.752 39.701
0.067% 0.0025% 0.0244% 0.278% 0.156% 0.085% 0.214%
La grafica nos muestra la relación inversamente proporcional entre la presión y el volumen.
n
PV RT
Donde T = 293° K además R 62.4
torr * l mol * K
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∑
Cuando s e sube el nivel de la ampo lla
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W =
W
W
W
nRT ln(
V 2 V 1
) ; donde R = 8.314 (J/°k*mol)
ln
ln
ln
Cuando se baja el nivel de la ampo lla W
ln
W
ln
W
ln
4) CALOR PARA CADA ETAPA.
El calor será para este proceso igual al trabajo; 1 cal <> 4.186 J
Q1 = W 1 =
/4.184 = -0.0117cal
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Q2 = W 2 = -
Q3 = W 3 =
Q4 = W 4 =
Q5 = W 5 =
Q6 = W 6 =
5)
H ,
/4.184 = -0.00946 cal
/4.184 = -0.0119 cal
/4.184 = 0.0116 cal
/4.184 = 0.0138cal
/4.184 = 0.0110 cal
Y E PARA CADA ETAPA.
Por seproceso isotérmico; E = 0 entonces tendríamos que:
H E ( PV )
Entonces H = 0
6) CAL CULO DE
S PARA
CADA ETAPA.
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S 1 =
-0.0813*10 1 cal / °K
S 2 =
-0.163*10 4 cal / °K
S 3 =
-0.164*10 cal / °K
S 4 =
-0.249*10 cal / °K
S 5 =
-0.674*10 4 cal / °K
S 6 =
0.1624*10
S =
Q/ T; donde T=293° K
A =
- T *(Q / T) = - Q = - W
4
4
4
cal / °K
7) CAL CULO DE A
A1 =
- W 1 =
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A2 =
- W 2 =
A3 =
- W 3 =
A4 =
- W 4 =
A5 =
- W 5 =
A6 =
- W 6 =
8) CAL CULO DE
G =
j
j
j
j
j
G
- T *(Q/T) = - Q
G 1
= 0.00236
G 2
= 0.00424
G 3
= 0.00478
G 4
= 0.00724
G 5
= 0.01957 25
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G 6
= - 0.00047
1) Verificar la ley de gay lussac.
La ley de Gay Lussac establece que a volumen constante la relación
Primero hallamos la Pm para cada caso, sabiendo que:
Pm=
P P
=( =0Pa
P
=0 x
P
=0Torr
P P
=( =981Pa
P
=981 x
P
=7.359921 Torr
P P
=( =1962Pa
P
=1962 x
P
=14.719842 Torr
P P
=( =2943Pa
P
=2943 x
P
=22.079763 Torr
)(g)(
)
)(9.81m/ )(0m)
)(9.81m/ )(10x
)(9.81m/ )(20x
)(9.81m/ )(30x
m)
m)
m)
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P P
=( =-981Pa
P
=-981 x
P
=-7.359921 Torr
P P
=( =-1962Pa
P
=-1962 x
P
=-14.719842Torr
P P
=( =-2943Pa
P
=-2943 x
m)
m)
m)
)(9.81m/ )(-10x
)(9.81m/ )(-20x
)(9.81m/ )(-30x
P =-22.79763Torr Ahora procedemos a hallar la presión absoluta en cada etapa:
=P
+P
=P + =751.1+0 = 751.1 Torr =P
+
=751.1+7.359921 Torr = 758.459921 Torr
=P + =751.1+14.719842 = 765.819842 Torr =P + =751.1+22.079763 = 773.179763 Torr =P + =751.1+(-7.359921) = 743.740079 Torr =P + =751.1+(-14.719842) 27
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= 736.380158 Torr
=P + =751.1+(-22.079763) = 729.020237Torr
Temperatura(K) 292.5 297.5 302.5 307.5 312.5 317.5 322.5
751.1000000 758.459921 765.819842 773.179763 743.740079 736.380158 729.020237
Se observa que la razón (P/T) es aproximada, por lo tanto se podría decir que hay una relación casi constante, asi pues cumplendose la ley de gay lussac.
2) Num ero dem oles(mo l.gr) para cada etapa y desviación estánd ar respect o a lamed ia.
+
1 2 3 4 5
=
33.7+10.6=44.3 33.6+10.6=44.3 33.6+10.6=44.3 33.6+10.6=44.3 33.6+10.6=44.3
(ml)
Temperatura(K)
292.5 297.5 302.5 307.5 312.5
Presión atmosférica: 751.1 mmHg 28
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Convertimos la presión en atmosferas: x1atm= 0.9882atm = 0.9882atm De la ecuación universal de los gases tenemos:
{
Hallamos el numero de moles(n), para cada etapa siendo:
=
=1.82x
mol
=
=1.82x
mol
=
=1.82x
mol
=
=1.82x
mol
=
=1.82x
mol
Calculando la desviación estándar con la formula siguiente:
̅ ∑ √ 29
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̅
( ) 1.82 1.81 1.81 1.81 1.81
( 6.4 0.4 0.4 0.4 0.4 8x
)
∑̅ ̅ ∑ √ √ 3) Trabajo en Jou les para cada etapa.
Sabemos que:
∫
W=
Pero al ser un proceso isicorico:
el trabajo realizado será:
V=0
W=0
4) Calor (Cal) par a cad a etapa.
30
FISICO-QUIMICA - 2013
Sabemos que:
Q=n
Donde :
( -
=n.
( -
=(1.81x
)(5)(297.5-292.5)=45.25x
=n.
( -
=(1.81x
)(5)(302.5-297.5)=45.25x
=n.
( -
=(1.81x
)(5)(307.5-302.5)=45.25x
=n.
( -
=(1.81x
)(5)(312.5-307.5)=45.25x
y
=n.
=(1.81x
. T
)(5)(292.5-293)=-4.575x
(Cal) par acad a etapa.
De la primera ley de la termodinámica sabemos:
{
Siendo W=0, puesto que
=0
31
y
De
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:
=
=
=
= -4.575 x
=
=
= 45.25 x
=
=
= 45.25 x
=
=
= 45.25 x
Cal
=
=
= 45.25 x
Cal
Cal
Cal
Cal
para cada etapa. Asum a que
es cero.
Sabemos que:
∫ =
en sus co ndicion es iniciales
+
dT
Pero
=0 32
FISICO-QUIMICA - 2013
Lo que nos queda :
∫ =
dT
Usando esta ecuación evaluamos:
=
=5ln(
)=-76.33x
=
=5ln(
)=84.74 x
=
=5ln(
)=83.33 x
=
=5ln(
)=81.96 x
=
=5ln(
)=80.64 x
GRAFICA ∆S vs. T:
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FISICO-QUIMICA - 2013
∆S varía exponencialmente con respecto a la variación de temperatura.
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FISICO-QUIMICA - 2013
En el experimento realizado tratamos a los gases como gases con comportamiento ideal, además de tratar al sistema como un sistema cerrado, por lo tanto no hay pérdida de energía ni de masa.
A partir de los resultados obtenidos experimentalmente pudimos comprobar de una manera sencilla las leyes de Boyle y Gay lussac.
Las leyes de Boyle y Gay Lussac son muy sencillas de demostrar y aplicándolo a gases reales los resultados no varían mucho si los aplicáramos a gases ideales.
Tener mucho cuidado con los materiales porque son muy frágiles y el costo es muy alto. Tener la mayor precisión al calcular el volumen muerto. Eliminar todas las burbujas de aire del tubo de goma para que no hayan errores en el cálculo de la presión.
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FISICO-QUIMICA - 2013
Montar correctamente el equipo para evitar lecturas erróneas de los datos experimentales. Mejorar las mediciones utilizando una regla de mayor precisión. Para realizar en buen estado nuestro experiencia se recomienda tener mucho cuidado con el termómetro y para realizar mediciones exactas o aproximadamente exactas que nos lleven a buenos y óptimos cálculos que se asemejen con los teóricos se debe colocar el instrumento de medición que en nuestro caso es la real y hacer que esta este en buena posición y que no se pueda dejar de lado la precisión de dicho instrumento. Además se debe tener cuidado en que los materiales que utilicemos se calientan y no debemos dejar que el ocio y el juego entre compañeros haga que nos descuidemos y podamos sufrir accidentes. Trabajar en todo momento con seriedad y hacer caso y prestar atención a las indicaciones del profesor encargado del laboratorio.
La invención de las primeras máquinas térmicas marca el comienzo de la revolución industrial que ha producido la etapa moderna de la civilización las fuentes de energía convencionales (petróleo, gas, carbón, uranio) y sus derivados (gasolina, diesel) se usan principalmente como insumos de calor para maquinas térmicas.
El funcionamiento es muy sencillo. Consta básicamente de un termostato para regular el frío del interior, el cual controla un compresor cargado de un gas. Por un proceso de compresión y descompresión de este gas logramos entregar frío al interior del refrigerador y sacar el calor a través de la rejilla de la parte posterior.
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