Quimica Industrial Práctica 1 UPIICSA.

Ballesteros Serrano Luis Alberto

Secuencia 2IV37

Equipo No. 5

Laboratorio de Química Industrial

Carrera: Ing. Industrial

Boleta: 2013602020

Profesora: María Dolores Nava Tirado

Fecha de entrega: 25 de agosto del 2014

Práctica No. 1

“Relación entre las capacidades caloríficas de un gas”

• Objetivo

Determinar el valor de la relación Cp / Cv para el aire, por el método de Clement y Desormes.

• Introducción teórica

La Termodinámica es la rama de la Física que estudia a nivel macroscópico las transformaciones de la energía, y cómo esta energía puede convertirse en trabajo (movimiento). Históricamente, la Termodinámica nació en el siglo XIX de la necesidad de mejorar el rendimiento de las primeras máquinas térmicas fabricadas por el hombre durante la Revolución Industrial.

La Termodinámica clásica se desarrolló antes de que la estructura atómica fuera descubierta (a finales del siglo XIX), por lo que los resultados que arroja y los principios que trata son independientes de la estructura atómica y molecular de la materia.

El punto de partida de la mayor parte de consideraciones termodinámicas son las llamadas leyes o principios de la Termodinámica. En términos sencillos, estas leyes definen cómo tienen lugar las transformaciones de energía. Con el tiempo, han llegado a ser de las leyes más importantes de la ciencia.

Matemáticamente, el Primer Principio de la Termodinámica determina cómo afectan los intercambios de calor, Q, y trabajo, W, a la energía global de un sistema. Es por este motivo que la transferencia de energía en forma de calor y la transferencia de energía en forma de trabajo las hemos tratado en dos apartados previos de teoría.

Así, la ecuación matemática del Primer Principio es:

[pic 3]

Siendo, según el criterio de signos establecido por la IUPAC, positivo el calor y el trabajo que entra o se realiza sobre el sistema, y negativo el calor que sale del sistema o el trabajo realizado por el mismo.

U es una función de estado que introducimos por primera vez en este tema y que recibe el nombre de energía interna del sistema. Así, se puede enunciar la Primera Ley de la Termodinámica como: La variación de energía interna de un sistema es igual a la suma del calor y el trabajo que intercambia con su entorno.

El valor absoluto de la energía interna de un sistema, U, se desconoce por su gran complejidad, pero sí que podemos medir o determinar su variación, ΔU, cuando pasa de un estado inicial a un estado final, ya que, como hemos dicho, la energía interna es una función de estado y sólo depende de dichos estados inicial y final:

[pic 4]

En cuanto a la aplicación del Primer Principio de la Termodinámica a las reacciones químicas, que es lo que nos interesa en este caso, la variación de energía interna representa la diferencia de energía entre los productos y los reactivos, siendo Q y W la transferencia de calor como calor y como trabajo que acompañan a dicha reacción química.

[pic 5]

En concreto, en este curso vamos a aplicar el Primer Principio de la Termodinámica a las reacciones químicas en dos casos particulares, cuando el volumen permanece constante, es decir, es un proceso isocórico, y cuando la presión permanece constante, es un proceso isobárico. Este último caso, la reacción química a presión constante, es de suma importancia, ya que de aquí surge el concepto de Entalpía, el cual se va a desarrollar con muchísima amplitud a lo largo del tema.

Proceso adiabático

El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Otro ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire y su humedad relativa.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley de los gases ideales.

• Material y equipo

Idéntico al “Manual de Laboratorio Química Industrial II 2008”, pág. 5, excepto que:

• No se utilizó 1 llave de paso como se menciona.
• El tapón de hule era bihoradado, no trihoradado como ahí se indica.

• Reactivos

• Aire

• Desarrollo experimental

Idéntico al “Manual de Laboratorio Química Industrial II 2008”, pág. 5, excepto que:

• En el paso no. 2 se hace llegar hasta la altura máxima y mínima respectivamente, y no a una diferencia de alturas entre 30 y 40 cm como se indica en el manual.
• En el paso no. 3 no se cierra alguna válvula o llave de paso dado que no se hace uso de esta durante el experimento.

• Datos experimentales

• Cálculos

1. Presión absoluta para cada estado termodinámico.

[pic 7][pic 8]

Patm = 585 mmHg ; δHg = 13.6 g/mL ; δH2O = 1 g/mL

Para convertir las presiones manométricas del primer experimento se hacen los siguientes cálculos:

[pic 9][pic 10][pic 11]

Estas operaciones de conversión se repiten de igual forma para los demás experimentos restantes, y los resultados se anotan en la siguiente tabla:

1. Relación [pic 12]

[pic 13][pic 14][pic 15]

Con esta ecuación podemos hacer el cálculo de “γ” de una forma rápida y sencilla para cada uno de los experimentos hechos:

[pic 16][pic 17][pic 18][pic 19]

1. Calculo de γ promedio, considerando solo aquellos valores que se acerquen más al valor teórico esperado.

[pic 20][pic 21][pic 22]

Para realizar el cálculo de las Presiones absolutas solo se deben hacer las sumas de las Presiones manométricas (en mmHg) más la Presión atmosférica de la Ciudad de México (585 mmHg).

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