Practica 2 De Quimica Esime Zacatenco

OBJETIVO:

Determinar el peso molecular de un gas con datos experimentales a partir de la ecuación general del estado gaseoso y la de Berthelot.

CONSIDERACIONES TEORICAS:

Ley de los gases ideales

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

ECUACIONES DE ESTADO

Una ecuación de estado es la relación que existe entre dos o más propiedades termodinámica. En sistemas de un componente y de una fase, la ecuación de estado incluirá tres propiedades la presión, volumen y temperatura. Dado que la presión, temperatura y volumen pueden ser medidos directamente, los datos necesarios para evaluar las constantes en tales ecuaciones pueden ser obtenidos experimentalmente.

La elección de la ecuación a usar en una aplicación dada depende principalmente de la exactitud deseada y de la capacidad del usuario. Como los coeficientes de casi todas las ecuaciones de estado deben ser evaluados ajustando o adaptando las ecuaciones a diversos datos experimentales de presión, volumen y temperatura, estas ecuaciones nunca pueden representar exactamente los datos experimentales; más aun, muchas veces estas ecuaciones no representan los datos, limitando la exactitud. Esto es particularmente cierto cuando las ecuaciones más sencillas son aplicadas en la vecindad del punto crítico.

ECUACION DE BERTHELOT

La ecuación de estado de Berthelot es ligeramente más compleja que la ecuación de Van der Waals. Esta ecuación incluye un término de atracción intermolecular que depende tanto de la temperatura como del volumen. La ecuación tiene la siguiente forma:

Teniendo en cuenta el peso:

PM=(WRT )/PV [1+9PTc/128PcT (1-6Tc²/T²) ]

Teniendo en cuenta la densidad:

PM=(δRT )/PV [1+9PTc/128PcT (1-6Tc²/T²) ]

Esta ecuación al igual que la de Van der Waals predice un valor para Zc igual a 0,375, por lo que no es aconsejable utilizar cerca del punto crítico.

Para esta ecuación el factor de compresibilidad crítico tiene un valor de 0,28, el cual se acerca bastante al valor promedio experimental de Zc para la gran mayoría de los gases no polares.

Esta ecuación incluye un término de atracción intermolecular que depende tanto de la temperatura como del volumen. La ecuación tiene la siguiente forma:

P = presión del gas

v = volumen del gas por mol

T = temperatura del gas

R (cte.) = 0.082/mol*K

Método de Víctor Meyer

Este método consiste en volatilizar una muestra dada del compuesto problema y medir el volumen de aire por el desplazado a presión y temperatura ambientales, lo cual conduce a la densidad de vapor del compuesto: δ = W/V Haciendo uso de la ecuación general de los gases, tenemos:

PM=δRT/P

Donde: PM= Peso molecular, δ= densidad

R= constante = 0.082 lt*atm/molᵒK

PUNTO TRIPLE DE UNA SUSTANCIA.

El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con una temperatura y una presión de vapor.

Sabemos que las moléculas de las sustancias vibran. En el estado sólido, lo hacen sin moverse de su lugar. En el líquido, se mueven libremente chocando unas con otras. Y en el estado gaseoso también se mueven libremente, pero con más violencia, es por eso que las colisiones hacen que estén más separadas y los gases ocupen tanto volumen, a diferencia de los líquidos y sólidos.

PUNTO TRIPLE DEL AGUA.

La única combinación de presión y temperatura a la que el agua, hielo y vapor de agua pueden coexistir en un equilibrio estable se produce exactamente a una temperatura de 273.1598 ᵒK (0.0098°C) y a una presión parcial de vapor de agua de 611.73 pascales (6.1173 milibares, 0.0060373057 atm=4.6 torr). En ese momento, es posible cambiar el estado de toda la sustancia a hielo, agua o vapor arbitrariamente haciendo pequeños cambios en la presión y la temperatura.

El agua tiene un inusual y complejo diagrama de fase (aunque esto no afecta a las consideraciones generales expuestas sobre el punto triple). A altas temperaturas, incrementando la presión, primero se obtiene agua líquida y, a continuación, agua sólida. Por encima de 109 Pa aproximadamente se obtiene una forma cristalina de hielo que es más denso que el agua líquida. A temperaturas más bajas en virtud de la compresión, el estado líquido deja de aparecer, y el agua pasa directamente de sólido a gas.

A presiones constantes por encima del punto triple, calentar hielo hace que se pase de sólido a líquido y de éste a gas, o vapor. A presiones por debajo del punto triple, como las encontradas en el espacio exterior, donde la presión es cercana a cero, el agua líquida no puede existir. En un proceso conocido como sublimación, el hielo salta la fase líquida y se convierte directamente en vapor cuando se calienta.

En la figura se muestra un diagrama de 3 fases que muestra al punto triple de color verde, cualquier otro punto entre las 3 curvas representa el equilibrio entre 2 fases ; y los puntos que están fuera de las curvas representan condiciones de temperatura y presión bajo las cuales solo está presente una fase. Más allá del punto crítico, no se puede distinguir al líquido del gas y la sustancia es un fluido supercrítico.

MATERIAL:

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