Termodinámica Practica #4 Determinación de la constante R de los Gases

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Termodinámica

Practica #4 Determinación de la constante R de los Gases

Integrantes:

Renan Antonio González Ramírez

Paulina Cecilia Hernández Torres

Alexis Gerardo Rangel Sánchez

Ing. Claudia Delgadillo

Tijuana, B.C. a 28 de Febrero del 2014

Índice

Objetivo……………………………………………………… ..………2

Fundamento teórico……..……………………………………………2

Materiales…..………………………………...……………………..…3

Procedimiento………………………………………………………….4

Resultados……………………………………………………………..5

Cuestionario……………………………………………………………6

Conclusión……………………………………………………………..8

Bibliografía……………………………………………………………..9

Objetivo de la práctica

Determinar experimentalmente el valor de la constante R de los gases y observar el comportamiento de los gases reales con respecto a la ley del gas ideal.

Fundamento Teórico

La ley general de los gases relaciona la presión P, el volumen V, la temperatura T, el número de moles n, y la constante universal de los gases R, como PV = nRT

La ecuación de Van der Waals:

[P + (n2a / V2)] (V – nb) = nRT

donde, a  y b son constantes específicas para cada gas, toma en cuenta estos dos casos de desviación y es aplicable a un rango mayor de temperatura y presión que la ley del gas ideal.

.  El volumen de oxígeno es igual al volumen de agua desplazada del matraz. Aplicando la ley de Dalton de las presiones parciales, con la presión de vapor (a la temperatura del sistema) del agua y la presión atmosférica, se puede obtener la presión del gas.  La ley de Dalton establece que la presión total de los gases contenidos en un recipiente es igual a la suma de sus presiones parciales:

Ptotal = ∑ Pi

Pero como este experimento se maneja a presión atmosférica, se tiene:

Ptotal = Patm

Quedando entonces,

Patm = PO2 + PH2O vapor

             Material                                                                              Reactivos

• 1 pinzas de extensión                                                Agua
• 1 pinzas de mohr                                                        MnO2
• 1 tubo de ensaye 20/200                                                KCLO        3
• 1 vaso de precipitados de 250 mL
• 1 termómetro
• 1 tubo de vidrio
• 1 mechero
• 1 matraz Erlenmeyer 250 mL
• 1 soporte universal
• 1 tapón monohoradado para el tubo
• 1 tapón de hule bihoradado
• 1 manguera latex
• 1 espátula
• 1 regla
• 1 perilla
• 1 probeta de 100 mL

Procedimiento Experimental

1. Montamos el sistema como se muestra en la figura:

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1. Se agregó 0.02g de MnO2 y 0.4 de KCLO3  al tubo de ensayo
2. Se llenó el tubo A (ver diagrama) para que tenga presión. Presionando con las pinzas cuando esté lleno el tubo de agua.
3. Una vez lleno de agua el vaso precipitado hasta la mitad, se inserto el tubo A
4. Se abren las pinzas y se levanto hasta que los niveles de agua fueran iguales en el matraz Erlenmeyer y en el vaso pp.
5. Se cerró las pinzas y se tiro el agua que estaba en el vaso pp.
6. Se abrieron las pinzas otra vez. Si salía agua de nuevo… hay fugas. Continuar con el paso 8 que no salga agua (mantener las pinzas abiertas)
7. Se calentó el tubo hasta ebullición y se suspendió el calentamiento cuando tome un color lila
8. Se midió el volumen desplazado.

Datos

• Peso del vaso de pp vacio: 102.7 gramos
• Peso del vaso de pp con el agua desplazada: 235 gramos, 136 mL
• Peso del tubo de ensayo antes de la reacción: 42 gramos
• Peso del tubo de ensayo después de la reacción: 42.5 gramos
• Tomar la temperatura del agua desplazada: 28°C
• Presión barométrica: 1017 mb

Resultados

1. Indicar la presión parcial del agua (tablas)

PH2O a 20 °C= 3.8Kpa      (Hecho por interpolación)

1. Calcular la presión parcial del oxigeno (Pabs = Patm)

Patm= PO2 +PH2 O

Patm= 1.017bar =101.7Kpa

PO2= 101.7Kpa - 3.8Kpa= 97.9 Kpa

1. Indicar el volumen desplazado de agua = volumen de oxigeno producido

Vol= 136mL

1. Calcular la constante R de los gases con la ecuación de gas ideal y la de Van der Waals

Ley de gas ideal  [pic 3]

[pic 4]

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