Quimica Aplicada

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica.

Unidad Zacatenco.

Ingeniería en comunicaciones y electrónica.

Laboratorio Química Aplicada.

Practica #. – 2

Determinación de peso molecular.

Integrantes:

*Villa Miguel Cesar Rodrigo Martínez Cruz Brenda González Neri Eric Hernández Aguilar Héctor Iván

Profesor: Abel Betanzos Cruz.

Fecha de realización: 4 Marzo del 2014

Fecha de entrega: 11 de marzo de 2014

Objetivos:

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

Marco teórico:

Gas ideal:

Un gas ideal es un gas hipotético, cuyo comportamiento es en cuanto la presión, volumen y la temperatura, esta descrito completamente por la ecuación de los gases ideales.

Leyes de los gases ideales.

Ley de Boyle, establece que el volumen de una cantidad dada de un gas a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión. Esto quiere decir que si el volumen del contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y, viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta.

V∝1/P (n, T son constantes)

Ley de Charles.

La ley de Charles establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta, asumiendo que la presión de mantiene constante. Esto quiere decir que en un recipiente flexible que se mantiene a presión constante, el aumento de temperatura conlleva un aumento del volumen.

V∝T (n, P son constantes)

Ley de Avogadro.

La ley de Avogadro establece “el volumen de un gas a temperatura y presión constantes el directamente proporcional al número de moles”. Esto es:

V=constante x n

Por tanto, Al duplicar el número de moles de un gas se ocasionara que el volumen se duplique si la temperatura y la presión permanecen constantes.

Al momento de analizar las anteriores tres leyes de los gases, cada una manteniendo dos variables constantes, con el fin de estudiar como varían las otras dos variables entre si y utilizando el símbolo de ∝ el cual expresa “proporcional ‘a’ ” tenemos que:

Ley de Boyle: V∝1/P (n, T son constantes)

Ley de Charles: V∝T (n, P son constantes)

Ley de Avogadro: V∝ n(P,T son constantes)

Podemos combinar estas relaciones para tener una ley general,

V∝nT/P

Si llamamos R, a la constante de proporcionalidad tenemos:

PV=nRT

Esta ecuación se conoce como la ecuación de los gases ideales. El término de R en la ecuación de los gases ideales se llama constante de los gases, el valor y las unidades de R depende de las unidades de P, V, n, T. La temperatura se debe de expresar siempre en la escala de temperatura absoluta, como escala Kelvin. La cantidad de gas, n, suele expresarse en moles. Las unidades escogidas con más frecuencia para la presión y el volumen son atm y litros respectivamente, aunque se pueden utilizar otros sistemas de unidades cambiando el valor respectivo de la constante R.

Gas real:

Es aquel que posee un comportamiento termodinámico y que no sigue la misma ecuación de estado de los gases ideales. Los gases se consideran como reales a presión elevada y poca temperatura.

En condiciones normales de presión y temperatura, en cambio, los gases reales suelen comportarse en forma cualitativa del mismo modo que un gas ideal. Por lo tanto, gases como el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno o el dióxido de carbono se pueden tratar como gases ideales en determinadas circunstancias.

Todo ello nos llevaría a tener que hacer mención a lo que se conoce como las fuerzas de Van der Waals, que son aquellas fuerzas, tanto repulsivas como atractivas, que se dan entre moléculas y que en el caso de los gases reales son bastante pequeñas.

Ecuaciones de los gases reales.

La ecuación de van der Waals

En un gas ideal las moléculas no interaccionan entre sí excepto por colisiones elásticas, y se puede tratar como masas puntuales. La ecuación de estado de un gas ideal es:

PV=nRT

P es la presión del gas, V es el volumen, T es la temperatura, n es el número de moles y R la constante de los gases. Describe aproximadamente la conducta de los gases reales a muy bajas presiones.

Van der Waals introdujo correcciones que tenían en cuenta el volumen finito de las moléculas y las fuerzas atractivas que una molécula ejercía sobre otra a distancias muy cercanas entre ellas:

(P+(n^2 a)/V^2 )(V-nb)=nRT

Las constantes a y b son característicos de cada gas y se obtienen a partir de los datos de la presión, Pc, volumen Vc y la temperatura Tc crítica.

De estas dos ecuaciones obtenemos, el volumen critico Vc y la temperatura critica.

Vc=3nb Tc=8b/27Rb

Sustituyendo Vc y Tc en la ecuación de Van der Waals obtenemos la presión crítica, Pc.

Pc=a/(27b^2 )

La ecuación de estado de Berthelot.

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

Teniendo en cuenta el peso:

PM=WRT/PV [1+9PTc/128PcT(1-〖6Tc〗^2/T^2 )]

Esta ecuación al igual que la de Van Der Waals predice un valor para Zc igual a 0.373 por lo que no es aconsejable utilizar cerca del punto crítico.

Para el factor de compresibilidad crítico tiene un valor de 0.28el cual se acerca bastante al valor

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