2016
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA INDUSTRIAL PRACTICA DE LABORATORIO N°2 TEMA:
DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLECULAR DE LÍQUIDOS VOLATILES
CURSO: FISICO – QUÍMICA PROFESOR: OSWALDO CAMASI PARIONA CICLO: III SEMESTRE: 2016 - A INTEGRANTES:
Huanca Carrasco, Smith Roger Jacinto Huamani, Vladimir
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INTRODUCCION: La volatilidad es la capacidad de una sustancia de evaporarse a una temperatura determinada y con una presión determinada. Cuando menor sea la temperatura de evaporación de la sustanciase dice que es más volátil. Cuando un líquido se evapora fácilmente, decimos que es volátil. La presión de vapor es la presión, para una temperatura dada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Para determinar el peso molecular se han desarrollado desde hace mucho tiempo gran cantidad de métodos como:
El método de Dumas, en el que se determina la masa molar por medida directa de la densidad de vapor. Conociendo la y la . y el volumen real, asumiendo su comportamiento ideal.
El método de Meyer el cual consiste en volatilizar un peso conocido de una muestra líquida y medir el volumen de aire que es desplazado por el vapor de la muestra a condiciones de presión y temperatura conocidas, y considerando que la mezcla gaseoso se comporta idealmente.
El método de Regnault que consiste en la medida directa de la densidad de un gas pesándolo en un matraz de volumen conocido.
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INTRODUCCION: La volatilidad es la capacidad de una sustancia de evaporarse a una temperatura determinada y con una presión determinada. Cuando menor sea la temperatura de evaporación de la sustanciase dice que es más volátil. Cuando un líquido se evapora fácilmente, decimos que es volátil. La presión de vapor es la presión, para una temperatura dada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Para determinar el peso molecular se han desarrollado desde hace mucho tiempo gran cantidad de métodos como:
El método de Dumas, en el que se determina la masa molar por medida directa de la densidad de vapor. Conociendo la y la . y el volumen real, asumiendo su comportamiento ideal.
El método de Meyer el cual consiste en volatilizar un peso conocido de una muestra líquida y medir el volumen de aire que es desplazado por el vapor de la muestra a condiciones de presión y temperatura conocidas, y considerando que la mezcla gaseoso se comporta idealmente.
El método de Regnault que consiste en la medida directa de la densidad de un gas pesándolo en un matraz de volumen conocido.
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OBJETIVOS Determinación experimental de la densidad de vapor, masa molecular y aplicación de las diferentes ecuaciones de estado. Determinar la masa molecular de líquidos volátiles. En este caso, la acetona. Determinar la Masa Molecular de un líquido volátil por el método de la ecuación de los gases ideales. Determinar la Masa Molecular de un líquido volátil por el método de la ecuación de Van Der Walls. Determinar la Masa Molecular de un líquido volátil por la ecuación de Berthelot. Determinar la Masa Molecular de un líquido volátil por la ecuación de Dieterici. Comparar estos resultados con la masa molecular teórica y así obtener el error que se obtiene usando este método.
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MARCO TEORICO Y CONCEPTUAL Ecuación de estado: Una ecuación de estado de un gas es una relación matemática entre la presión, volumen, temperatura, y numero de moles (P, V, T, ɳ) en equilibrio
Tal relación no debe ser expresada necesariamente en la forma de una ecuación y desde luego existen gráficas y tablas de valores numéricos que son usados, especialmente en trabajos prácticos. La ecuación de estado más simple y mejor conocida es aquella para los gases ideales:
P.V = R. T. ɳ
En donde:
P: Presión absoluta
V: Volumen total
T: Temperatura absoluta
R: Constante universal de los gases
ɳ: Número de moles
ɳ =m / M
(1)
(2)
En donde:
m: masa del gas
M: masa molecular del gas
» Además:
=m/V
(3)
Donde:
:Densidad del gas, definida como masa del gas en un volumen unitario
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M = . R.T P
(4)
Los gases reales exhiben desviaciones de esta simple ecuación, pero es conocido que, todos los gases se aproximan al comportamiento de gas perfecto en el límite de muy bajas densidades si reacciones químicas están ausentes.
FACTOR DE COMPRENSIBILIDAD (Z): Es la razón entre el volumen observado y el volumen ideal.
Z = /
(5)
Reemplazando V de la ecuación (1)
Z = . P / ɳ. R .T
O simplemente:
Para gases ideales Z=1
Z = . n. R. T
(6)
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La figura №1, muestra las variaciones de Z con la presión para gases hidrogeno y nitrógeno, a temperatura constante.
Figura №1 grafico Z vs. P para 2 y 2
ECUACIÓN VIRIAL DE ESTADO: Esta ecuación expresa las desviaciones de la ecuación de estado de los gases ideales como una serie potencial infinita en P, como sigue:
Z = P. V = 1+ B' (T) P + C' (T) + D' (T) +...
(7)
ɳ.R.T
En donde:
B' (T): Segundo coeficiente virial.
C' (T): Tercer coeficiente virial.
Los coeficientes viriales dependen de la temperatura y de la naturaleza del gas en consideración, pero son independientes de la densidad o presión.
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La razón para la especial importancia de la ecuación virial de estado es que la única ecuación de estado conocida la cual tiene un aceptable fundamento teórico. Hay una interpretación definida para cada uno de los coeficientes viriales en términos de las propiedades moleculares. El segundo coeficiente virial representa desviaciones de la idealidad correspondiente a interacciones entre dos moléculas, el tercer coeficiente representa las desviaciones correspondientes a las interacciones entre tres moléculas, y así sucesivamente. Así la ecuación virial de estado forma la conexión entre los resultados experimentales y el conocimiento de las interacciones moleculares. Despreciando los términos superiores al cuadrático, tenemos:
P.V = 1 + B' (T) P n.R.T
(8)
En función de la masa molecular y la densidad:
. ..
= 1 + B' (T) P
(9)
Determinación de la masa molecular por el método de las densidades límites: Es uno de los métodos para la determinación exacta de la masa molecular. Este método que da excelentes resultados, está basado en el hecho de que a una presión 0 la ley de los gases es exacta en cualquier caso
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Las densidades de un gas o vapor se determinan a una temperatura dada y a la presión atmosférica y otras menores. La relación /P se grafica contra la presión P Si el vapor o gas son ideales, esta relación debería ser la misma para todas las presiones.
P=
=
.
. R.T
(10)
= constante
(11)
Sin embargo, como esta conclusión no es válida para los gases reales, la relación
/ P se modifica con la disminución de la presión. Afortunadamente la gráfica es casi lineal en la práctica puede extrapolarse a 0 sin dificultad entonces tenemos la razón
/ P limite correspondiente a la ley de los
gases ideales.
Figura №2 grafico
/ P vs. P
El diagrama de dispersión se ajusta a una línea recta por el método de los mínimos cuadrados.
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIER A INDUSTRIAL Esta línea recta puede ser representa por la ecuación:
/ P = b P + ( / )
(12)
Dentro de intervalos de temperatura amplios de datos experimentales son exactamente lineares como lo indica la ecu. (3.39), sino que tienen una ligera tendencia a formar una curva. Esta curvatura puede transformarse en una línea recta utilizando ciertas escalas especiales que se conocen con el nombre de grafica de Cox. El logaritmo de la presión de vapor de un compuesto se indica en una gráfica en función de cierta escala especial no linear de temperatura construida a partir de los datos de presión de vapor del agua (denominada sustancia de referencia).
GRAFICA DE COX:
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Tal como se ilustra en la figura. 3.15, la escala de temperaturas se establece registrando la temperatura de cierta presión de vapor para cierto número de valores de la presión de vapor. Las presiones de vapor de otras sustancias al representarlas en esta misma grafica dan lugar a líneas rectas dentro de intervalos de temperatura amplios, y en esta forma facilitan la extrapolación o la interpolación de los datos de presión de vapor. Se ha determinado que las líneas construidas en esta forma para el caso de compuestos muy semejantes, tales como los hidrocarburos se unen todas en un punto común. Puesto que en esta grafica pueden obtenerse líneas rectas, solamente se requiere dos conjuntos de datos de presión de vapor para disponer de la información necesaria acerca de la presión de vapor de las sustancia dentro de un intervalo de temperaturas considerable. En el cap.4, con el título de ecuación de Clausius Clapleyron, se describirá otra clase de información que puede obtenerse de las gráficas de presión de vapor. Cambio de la presión de vapor con la presión. La ecuación para el cambio de la presión de vapor con la presión total a temperatura constante en un sistema es la siguiente:
( )
(
) =
» En la cual:
V: Volumen molar de líquido o de gas saturado.
: Presión total en el sistema.
En condiciones normales el efecto es despreciable.
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIER A INDUSTRIAL EJEMPLO #1. EXTRAPOLACIÓN DE LOS DATOS DE PRESIÓN DE VAPOR: La presión de vapor del cloro benceno es de 400mmHg a 110.0 °C y de 5 atm a 205°C. Determinar la presión de vapor a 325°C y en el punto crítico (359°C). SOLUCIÓN: La presión de vapor se determinara por medio de la gráfica de Cox. La escala de temperatura se construye utilizando los siguientes datos de las tablas de presión:
° O (lb/
T (°F)
abs) 0.95
100
3.72
150
11.5
200
29.8
250
67.0
300
247.0
400
680.0
500
1543.0
600
3094.0
700
El intervalo de presiones de vapor incluyendo desde 1 hasta 3100 lb/ 2 abs. Se indica en la escala logarítmica horizontal. A continuación, se traza una línea representando la presión de vapor del agua, considerando cualquier ángulo adecuado en la gráfica, de tal forma que el intervalo de temperaturas quede extendido desde la parte inferior hasta la superior del eje vertical. Para cada presión de vapor se marca la temperatura y se traza las líneas horizontales a la ordenada. En esta forma queda establecida la escala de temperaturas (que en apariencia de naturaleza casi logarítmica)
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A temperatura constante:
Lim (/ ) = (/) 0 = M/RT P0
» De donde:
M=RT(/)
De la Ecu. (9):
/ =
(13)
[ + ´()]−
De acuerdo a la expansión:
( + )− = 1- x + - ……
La Ecu. Anterior se transforma en:
( / ) = {1- B´ (T) P + [´()] - …}
Efectuando la operación indicada y despreciando el término cuadrático
( / ) =
´()
(14)
Comparando la Ecu. (14) con la Ecu. (12), vemos que: −´()
b´ =
−´()
B´ =
(15) (16)
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Kamerlingh Onnes, escribió una segunda ecuación virial:
/V) + c (T) (/) +…. = Z =1 + b (T) (
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(17)
De la Ecu. (7):
(n / V) = [ + ´()]−
Expandiendo:
(n/V) = [ + ´()]
Reemplazando en la Ec. (17)
= 1 + B (T) [ + ´()]
Realizando las operaciones indicadas:
= 1 +
()
-
´()()
Comparando con la Ecu. (7)
B (T) =B´ (T) RT
(18)
Ecuación de Estado de Van der Waals:
Esta ecuación considera las interacciones moleculares por medio de la constante a y el volumen prohibido para el desplazamiento para las moléculas (covolumen) por medio de la constante b.
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Cuando se observan las líneas experimentales en el diagrama P vs V, una de las líneas (isotermas) tiene un punto de inflexión que recibe el nombre de punto crítico. En el punto crítico tanto la primera derivada de P con respecto a V, a temperatura constante y la segunda derivada son iguales a cero. Entonces de acuerdo a la Ecu. De Van der Waals, considerando un mol de gas, deben satisfacerse simultáneamente las siguientes expresiones:
= R / ( – b) – a/
(20)
(/) = - R / ( – ) + 2a/ = 0
(21)
(/) = 2 R / (( – ) – 6a/ = 0
(22)
Resolviendo las Ecu. (20), (21) y (22), determinemos:
a = 3
(23)
b = /
(24)
c = 8 /
(25)
De la Ecu. (19):
P = −(/) - a /
P = nRT[ – (/)]− - a /
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Expandiendo:
P = (nRT/V) [1 + b(n/V) + (/) +…] - a /
Factorizando y reagrupando términos:
PV/nRT = 1 + (b - ) (n/V) + (/)
Despreciando el término cuadrático:
PV/nRT = 1 + (b - ) (n/V)
(26)
Haciendo, (b – a/RT) = B y si B=0, la temperatura T se hace igual a (temperatura de Boyle);
= a/bR
(27)
Si de la Ecu. (1) despejamos n/V = P/RT y reemplazamos en la Ec. (26), se obtiene:
PV/nRT = 1 + (b - ) ()
Sustituyendo los parámetros a y b por sus equivalentes en términos de las propiedades críticas y considerando además qué:
n = m /M = ρV/M
M = ρ (RT/P) [1 + (1
)]
(28)
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Ecuación de Berthelot:
y M = ρ (RT/P) [1 +
(1
)]
(30)
Ecuación de Dieterici:
y
M = ρ (RT/P) [1 + (1 – 4 )]
(32)
Coeficiente de compresibilidad: () La pendiente de una curva isotérmica dá la variación del volumen con respecto a la presión a temperatura constante. El coeficiente de compresibilidad se define como:
= - ( (/)
(33)
El signo negativo es introducido porque un incremento en la presión decrece el volumen. Las dimensiones de son aquellas de −1 .
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PARTE EXPERIMENTAL
Equipos y materiales:
» Aparato modificado de Víctor Meyer, compuesto de: -Un tubo calefactor: -Un tubo de vaporización -Un embudo nivelador de agua -Un Erlenmeyer de vaporización con tubo de seguridad. -Un frasquito Hoffman con tapón de jebe. » Una pinza: Instrumento para sujetar o comprimir cosas que consiste en dos piezas alargadas, de madera, plástico, metal, etc., unidas con un muelle o pequeña palanca en el centro, que se separan por un extremo mientras se hace presión con los dedos por el otro extremo.
» Un mechero: El mechero bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios para calentar muestras y sustancias químicas
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» Un vaso de 100ml.: Un vaso de precipitado es un recipiente cilíndrico de vidrio borosilicatado fino que se utiliza muy comúnmente en el laboratorio, sobre todo, para preparar o calentar sustancias y traspasar líquidos.
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» Balanza analítica Una balanza analítica es una clase de balanza de laboratorio diseñada para medir pequeñas masas, en un principio de un rango menor del miligramo.
» Bomba de vacío Una bomba de vacío extrae moléculas de gas de un volumen sellado, para crear un vacío parcial.
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» Soportes, pinzas y mangueras de jebe. Un soporte de laboratorio, soporte universal o pie universal es una pieza del equipamiento de laboratorio donde se sujetan las pinzas de laboratorio, mediante dobles nueces. Sirve para sujetar tubos de ensayo, buretas, embudos de filtración, embudos de decantación, etc. También se emplea para montar aparatos de destilación y otros equipos similares más complejos
» Reactivos: -Acetona o tetracloruro de carbono.
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Procedimiento
experimental:
» Instale el equipo como indica el Esquema N°1. » Pesar cuidadosamente el frasquito Hoffman con su tapón de goma (mf), luego llene con el líquido a estudiar.
» Se hierve agua en el vaso de 100 ml y se calienta el frasquito en baño, introduciéndolo cuidadosamente utilizando la pinza.
» El líquido hierve y se vaporiza hasta mitad del bulbo, entonces tapar rápidamente el frasquito, secarlo bien y pesarlo nuevamente (m1).
» Se debe tomar una cantidad de líquido aproximadamente 0.1 g. » Comprobar que el aparato de Víctor Meyer se encuentra bien instalado con todas sus partes completamente verticales.
» Verter agua en el Erlenmeyer de vaporización y empezar a calentarla. » Sacar cuidadosamente el tubo de vaporización del tubo calefactor, destaparlo e introducir el frasquito de Hoffman, taparlo nuevamente teniendo en cuenta que el extremo inferior de la varilla debe coincidir con la señal x.
» Colocar el tubo de vaporización en el tubo calefactor. » Producir vacío por unos 10 minutos, conectando el tubo de goma J a la bomba y abriendo la llave I (esto no es necesario si el tubo de vaporización está bien seco).
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» Desconectar la bomba y dejar abierto en H e I. » Subir y bajar varias veces el tubo nivelador F, desde su punto más bajo al más alto, dejando que permanezca en esas posiciones 1 minuto o más.
» Una vez que el flujo de vapor es constante a través del tubo calefactor, nivelar la bureta del gas a cero, haciendo coincidir el nivel del agua de F con el cero de la bureta.
» Cerrar la llave H y comprobar que el sistema se encuentra bien hermético( leer exactamente la escala de la bureta niveladora F), luego bajarlo a su punto más bajo y después de 1 minuto volver a leer la escala niveladora F, las lecturas deben coincidir.
» Tomar nota de la escala en la bureta ( ). » Deslizar la varilla a su misma posición inicial. » Al mismo tiempo que baja el nivel de agua en la bureta, bajar el nivelador F.
» Cuando cesa de bajar el nivel, tomar nota de la escala en la bureta ( ) y de la temperatura del agua (t).-Abrir la llave H.-Leer la presión barométrica y la humedad de la atmósfera.- Buscar la presión de vapor del agua a la temperatura t.
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CÁLCULOS Hallar la densidad del vapor a condiciones de operación y bajo las condiciones de operación y bajo las condiciones normales, utilizando la Ecu. (1).- Para corregir la presión utilice la Ecu.:
P = - (1 – h/100) » En donde, : presión barométrica : presión de vapor del agua a la temperatura t
h: humedad relativa Determine las masas moleculares con las Ecs. (4), (28), (30) y (32).
(34)
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CONCLUSIONES:
A través de este experimento hemos aprendido a utilizar diferentes ecuaciones para obtener la masa molecular de líquidos volátiles.
Comprobamos que al aplicar las diferentes ecuaciones existe un porcentaje de error, el cual nos da una idea de uso adecuado de las diferentes ecuaciones.
Podemos observar que la ecuación con menor porcentaje de error es la de Berthelot, dándonos cuenta que esta tendría que ser la ecuación más apropiada para realizar cálculos de masa molar.
Se logró determinar la densidad del vapor del líquido volátil a condiciones de laboratorio tomando algunos datos del ensayo del método de Víctor Meyer.
Se logró corregir la presión absoluta para el vapor con los datos obtenidos.
Las ecuaciones de estado fueron de gran utilidad para poder realizar los cálculos.
Se logró determinar la densidad del vapor del líquido volátil con respecto al aire.
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RECOMENDACIONES:
Es importante que los estudiantes antes de realizar un laboratorio, tengan una clase previa parta desarrollar las diferentes ecuaciones.
Se debe tener en cuenta las unidades al realizar los cálculos.
Contrastar la parte teórica con la experimental para analizar nuestro porcentaje de error.
Conocer previamente la presión crítica y temperatura de la acetona para poder hallar su masa molecular.
Se debe tener un conocimiento de cálculo matemático superior para poder hallar y solucionar las diferentes ecuaciones y variables de estado.
El estudiante debe relacionarse con la parte teórica, investigadora del curso para obtener una mejor comprensión y desarrollo de tal tema.
Realizar tres veces el ensayo para obtener datos que nos servirán en los cálculos.
Si no se logra realizar el ensayo, repetirlo con menor cantidad de líquido volátil.
Pesar bien el frasquito de Hoffman.
Tomar la temperatura del vapor de fuera del equipo.
Controlar el tiempo y anotar los datos correctamente
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BIBLIOGRAFÍA:
Castellan, C.W.; “Physsical Chemistry”, 2nd edition,Addison Wesley
Publishing Company, Massachusetts, 1972, pp. 29-45.
Daniels, F. andcoworlrers; Experimental Physical Chemistry, 6 th edition, Mc Graw Hill Kogakusha, Tokyo, 1962, pp.9-10.
Maron, S.H. y Prutton, C.F;”Fundamentos de Físico – Química”,
1era. Edición, Limusa Wiley, S.A. , México, 1958, pp.45-51.
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ANEXOS RIESGOS FISICOS: Muestran una productividad aumentada o disminuida, según la influencia de condiciones de aire ligeramente incomodas, no hay una distinción completa de los efectos fisiológicos y psicológicos del ambiente. Por consiguiente, el ingeniero de diseño no debe pretender justificar gastos para acondicionamiento de aire 2 de bienestar” sobre la base de eficiencia fisiológica,
porque los resultados son altamente impredecibles. La experiencia de tiempo de guerra mostro que la mayoría de las combinaciones “ideales” de temperat ura,
humedad y movimiento de aire, produjeron numerosas críticas de monotonía que indican los complejos aspectos psicológicos del problema .
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ESQUEMA №1
Equipo ensamblado para la determinación de masa molecular “método de Víctor Meyer”
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JOHANNES VAN DER WAALS Johannes Diderik van der Waals (Leiden, Países Bajos, 23 de noviembre de 1837 -Ámsterdam, 8 de marzo de 1923)
fue
un
profesor
universitarioy físico neerlandés galardonado
con
el Premio Nobel de Física en 1910. Hijo de Jacobus van der Waals y Elisabeth van den Burg. Fue profesor de una escuela y más tarde pudo asistir a la universidad, a pesar de su desconocimiento de las lenguas clásicas. Estudió entre 1862 y 1865,
licenciándose
en matemáticas y física. Se
casó
con
Anna
Magdalena Smit y tuvo cuatro hijos: tres mujeres (Anne Madeleine, la poetisa Jacqueline Elisabeth, Johanna Diderica) y un varón (el físico Johannes DiderikJr). En 1866, fue director de una escuela secundaria de La Haya. En 1873, obtuvo el grado de Doctor por sus tesis titulada " Over
de Continuïteit van den Gas - en
Vloeistoftoestand " (Sobre la continuidad de los estados líquido y gaseoso). En 1876,
se convirtió en el primer profesor de física de la Universidad de Ámsterdam. Es famoso por su trabajo en la ecuación del estado de los gases y los líquidos, por la cual ganó el premio Nobel de Física en 1910. Van der Waals fue el primero en darse cuenta de la necesidad de tomar en consideración el volumen de las moléculas y las fuerzas intermoleculares (Fuerzas de Van der Waals, como generalmente se les conoce y que tienen su origen en la distribución de cargas positivas
y
negativas
en
la
molécula),
estableciendo
entre presión, volumen y temperatura de los gases y los líquidos.
la
relación
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIER A INDUSTRIAL Además
investigó
sobre
la
disociación
electrolítica,
2016 sobre
la
teoría termodinámica de la capilaridad y sobre estática de fluidos.
MARCELLIN BERTHELOT Marcellin Pierre EugèneBerthelot (Paris; 29 de octubre de 1827- 18 de marzo de 1907); químico e historiador francés, cuyo pensamiento creativo y trabajo influyeron significativamente en la química de finales del siglo XIX. Inicia sus investigaciones experimentales en el laboratorio del químico y farmacéutico Pelouze, destacando muy pronto en el campo de la síntesis de compuestos orgánicos. Obtuvo el grado de Doctor en Ciencias en 1854 por su estudio de la glicina. En 1859 obtiene una cátedra de Farmacia en la universidad de La Sorbona, y posteriormente otras en el Collège de France (1865), Academia de Medicina (1863), Academia de las Ciencias (1873). En 1901 sus méritos son reconocidos, concediéndosele la pertenencia a la Academia Francesa A su vez participó en política, llegando a ser Ministro de Instrucción Pública y Bellas Artes en 1886 y Ministro de Asuntos Exteriores en 1895. La línea principal de investigación de Berthelot fue la de la síntesis de Química Orgánica, obteniendo el alcohol etílico y el ácido fórmico conjuntamente con su maestro, llegando después a sintetizar el metano, el acetileno y el benceno. También estudió la esterificación de los alcoholes, lo que le llevó al descubrimiento de los equilibrios químicos y aclaró la noción de velocidad de reacción.
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Se considera a Berthelot como uno de los fundadores de la termoquímica, ya que estableció la distinción entre reacciones endotérmicas y exotérmicas, e inició el estudio y medida de los calores de reacción, descubriendo fenómenos como la detonación de explosivos. Investigó a su vez el comportamiento de los gases, proponiendo una ecuación de estado que corregía a la de Van der Waals y estudiando la influencia del segundo coeficiente virial en la temperatura. A lo largo de su carrera publicó más de 600 obras y memorias sobre compuestos orgánicos, su síntesis, termoquímica y también un libro sobre Historia de la Química titulado "Los orígenes de la Alquimia".
Víctor Meyer Víctor Meyer (8 septiembre 1848-8 agosto 1897) fue un alemán químico y contribuye de manera significativa tanto a la orgánica y la química inorgánica . Él es mejor conocido por haber inventado un aparato para determinar la densidad de vapor, el aparato de Víctor Meyer , y el descubrimiento de tiofeno , un compuesto heterocíclico .A veces se le conoce como Víctor Meyer , un nombre utilizado en algunas de sus publicaciones.
Aportes de la Ciencia
Síntesis carboxílicos de
de aromáticos ácidos ácido
sulfónico
y formiatos (1869).
Nitroalcanos de yoduros
de
alquilo y nitrito de plata (1872).
Desarrollo de un método para distinguir nitroalcanos primaria, secundaria y terciaria (1875).
