Determinación de la densidad de un gas Práctica No. 3

[pic 1][pic 2]Instituto Politécnico Nacional

Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas

Carrera: Ingeniería industrial

Materia: Química aplicada

Determinación de la densidad de un gas

Práctica No. 3

Equipo: 4

Profesora: María del Rocío Romero Sánchez

Integrantes del equipo:

Baez Zuñiga Daniel                                                                                  .

López Acosta Edgar                                                                                 .

Gloria Reyes Wenceslao                                                                         .

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                                                    .

Secuencia: 1IM29

Objetivos generales

• Producir dióxido de carbono () por reacción entre bicarbonato de sodio y ácido clorhídrico.[pic 5]
• Determinar la densidad del dióxido de carbono en las condiciones en las que se desarrolla el experimento.

Objetivos particulares

• Calcular la densidad del  a las condiciones a las que se desarrolla el experimento.[pic 6]
• Corregir la densidad del  , de las condiciones del experimento a la estándar de temperatura y presión.[pic 7]
• Determinar el error relativo, comparando la densidad experimental contra la densidad teórica del .[pic 8]

Material

INTRODUCCIÓN:

Densidad: Masa por unidad de volumen de un material. El termino es aplicable a mezclas y sustancias puras y a la materia en el estad solido, liquido y gaseoso. Las unidades comunes de la densidad relativa (gravedad específica) para los gases puede ser aire a la temperatura y presión estándar.

LEYES DE LOS GASES

Se ha hecho un estudio de las generalizaciones empíricas, que se conocen como las leyes de los gases, el cual describe como actúan estos en diferentes condiciones y ha llegado a ser factor primordial en la postulación de la existencia de entidades discretas denominadas átomos y moléculas.

Ley de Boyle        

1 KT

V ó V = T , m constante

P P

PV = KT T , m constante

P1 V1 = P2 V2 T, m constante

LEY DE CHARLES

VO

VT = T m, P constante

TO

V = Kp T m, P constante

V1 T1

= m, P constante

V2 T2

Ecuación de los gases ideales:

PV

PV = n RT R =

nT

Así pues, si usamos los valores de 1 atm, 273.16 °K y 22.414 L para P, V y T, respectivamente, en la ecuación R se convierte en una constante para 1 mol de cualquier gas ideal a C.N.T. y P.

(1 atm) (22.414L)

R =

(1 mol) (273 °K)

atm L

.

. . R = 0.082

Mol °K

PV = nRT

Como = m ; n = m

v PM

m

PV = RT

PM

m RT

P = RT P =

VPM PM

. P . PM

. . = densidad indirecta

RT

LEY DE DALTON SOBRE LAS PRESIONES PARCIALES

En la Descripción de un gas ideal se dio a entender que las moléculas de estos gases actúan en forma totalmente independiente entre si. Tomando esto como base, si tuviéramos una mezcla de gases que se compartan de manera ideal, podríamos esperar que cada gas de la mezcla ejerciera su propia presión, independientemente de los otros gases. Es decir , cada gas ejercería la misma presión que tendría si fuera el único en ocupar ese volumen a la temperatura que se especifique. Estas presiones individuales de los gases de una mezcla se conocen como sus presiones parciales. La ley de Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases de dicha mezcla. Para que esta ley se pueda aplicar, no debe existir ninguna interacción física o química entre los gases.

De acuerdo con la ecuación PV=nRT, el lado izquierdo es simplemente la presión total (Pr), en tanto que cada miembro del lado derecho es, sencillamente, la presión que cada gas ejercería si ocupara solo el volumen V a la temperatura T , esto es, que cada termino es la presión parcial del gas. En consecuencia, podemos escribir:

PT = PA+ PB + PC + . . . =  Pi V,T constante

LEY DE LOS GASES IDEALES

Leyes de Boyle-Mariotte y de Charles y Gay-Lussac La ley de Boyle-Mariotte, descubierta a mediados del siglo XVII, afirma que el volumen de un gas varía inversamente con la presión si se mantiene constante la temperatura. La ley de Charles y Gay-Lussac, formulada alrededor de un siglo después, afirma que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta si la presión se mantiene constante.© Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión. La ley de Charles y Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta. La combinación de estas dos leyes proporciona la ley de los gases ideales pV = nRT (n es el número de moles), también llamada ecuación de estado del gas ideal. La constante de la derecha, R, es una constante universal cuyo descubrimiento fue una piedra angular de la ciencia moderna.

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES

Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad. La reducción de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.

La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

3.1 Ecuación de van der Waals

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