Determinacion de la masa molar
Páginas: 5 (1240 palabras)
Publicado: 23 de marzo de 2011
Práctica No. 5 Determinación de la
Constante Universal de los gases
Objetivos:
Determinar experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar del hidrógeno.
Introducción
Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan.
Leyes de los gases ideales
Los gases reales que más seaproximan 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.
Existe una constante física que relaciona varias funciones de estado, entreellas la energía, la temperatura y la cantidad de moles de un gas. Esta constante es denominada constante universal de los gases ideales.
La constante universal de los gases R se aproxima al descrito en dos cifras significativas, siempre y cuando las condiciones de presión y temperatura estén alejadas de los puntos de licuefacción o sublimación para dicho gas.
El valor de R depende de lasunidades con las cuales se esté trabajando:
[pic]
Historia de la Constante de los gases R
Benoit Pierre Emile Clapeyron fue el primero en combinar la ley de Boyle(1662) Volumen-presión con la ley de Gay Lussac(1802) Volumen-temperatura.
pv = R ( 267 + t )
En 1850 el físico alemán Rudolf Clausius usó datos experimentales del químico francés Henri Victor Regnault y reevaluó la constante:pv = R (273 + t)
En 1864 sustituyo la temperatura absoluta en lugar de (273+ t):
pv= RT
Clapeyron atribuyo la ley volumen-presión al científico francés Edmé Mariotte(1620-1684), ley Mariotte- Gay Lussac. Clausius y él usaron en sus ecuaciones volumen por unidad de masa del gas y el volumen por mol de gas. Sin embargo esta constante no aplicaba para todos los gases.
Así que Clausiusreplanteó la constante señalando que era aproximadamente proporcional a la densidad del gas:
v= V/m= (V/n)(n/m)=(V/m)(1/M)
M=m/n (peso molecular)
La primera persona en convertir la constante especifica de los gases de Clausius-Clapeyron en una constante universal fue August F. Horstmannen 1873:
up=RT
u=volumen del peso molecular
R= constante G-M
Biografías
DATOSEXPERIMENTALES:
Para los datos experimentales es importante mencionar bajo que condiciones se realizo el experimento.
Presión atmosférica: 0.7742413 atm
Temperatura ambiente: 20°C = 293.15 K
Presión de vapor H2O: 19°C = 0.0216905 atm
|prueba |V(ml) 1 |V(ml) 2 |
|1 | | |
|2| | |
Analisis de resultados
Mediante el experimento anterior se pudo determinar el valor de la constante R de los gases ideales la cual no solamente se puede determinar matemáticamente como lo fue par varios científicos, si no también experimentalmente para ello tomamos en cuenta a uno de los gases que tiene un comportamiento ideal comolo fue el hidrogeno y por medio de la reacción que se lleva acabo entre el magnesio con el acido clorhídrico se puede determinar la cantidad de hidrogeno que se libera. Además también par el experimento es de gran ayuda para la determinación de cantidad de moles que se ocupan.
Sin embargo se tienen que tomar en cuenta ciertas condiciones y varios cálculos importantes para así poder determinar yllegar al valor de la constante que ya se conoce. Par ello se ocupa la ecuación de los gases ideales PV=nRT y se espejo la constante y con los datos que ya se tiene del experimento se obtuvo su valor . el cual es bastante aproximado al valor teórico de la constante. Los errores se pudieron dar por la falta de experiencia al ocupar los objetos para la determinación del peso o para la medición...
Constante Universal de los gases
Objetivos:
Determinar experimentalmente la constante universal de los gases R y el volumen molar del hidrógeno.
Introducción
Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan.
Leyes de los gases ideales
Los gases reales que más seaproximan 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.
Existe una constante física que relaciona varias funciones de estado, entreellas la energía, la temperatura y la cantidad de moles de un gas. Esta constante es denominada constante universal de los gases ideales.
La constante universal de los gases R se aproxima al descrito en dos cifras significativas, siempre y cuando las condiciones de presión y temperatura estén alejadas de los puntos de licuefacción o sublimación para dicho gas.
El valor de R depende de lasunidades con las cuales se esté trabajando:
[pic]
Historia de la Constante de los gases R
Benoit Pierre Emile Clapeyron fue el primero en combinar la ley de Boyle(1662) Volumen-presión con la ley de Gay Lussac(1802) Volumen-temperatura.
pv = R ( 267 + t )
En 1850 el físico alemán Rudolf Clausius usó datos experimentales del químico francés Henri Victor Regnault y reevaluó la constante:pv = R (273 + t)
En 1864 sustituyo la temperatura absoluta en lugar de (273+ t):
pv= RT
Clapeyron atribuyo la ley volumen-presión al científico francés Edmé Mariotte(1620-1684), ley Mariotte- Gay Lussac. Clausius y él usaron en sus ecuaciones volumen por unidad de masa del gas y el volumen por mol de gas. Sin embargo esta constante no aplicaba para todos los gases.
Así que Clausiusreplanteó la constante señalando que era aproximadamente proporcional a la densidad del gas:
v= V/m= (V/n)(n/m)=(V/m)(1/M)
M=m/n (peso molecular)
La primera persona en convertir la constante especifica de los gases de Clausius-Clapeyron en una constante universal fue August F. Horstmannen 1873:
up=RT
u=volumen del peso molecular
R= constante G-M
Biografías
DATOSEXPERIMENTALES:
Para los datos experimentales es importante mencionar bajo que condiciones se realizo el experimento.
Presión atmosférica: 0.7742413 atm
Temperatura ambiente: 20°C = 293.15 K
Presión de vapor H2O: 19°C = 0.0216905 atm
|prueba |V(ml) 1 |V(ml) 2 |
|1 | | |
|2| | |
Analisis de resultados
Mediante el experimento anterior se pudo determinar el valor de la constante R de los gases ideales la cual no solamente se puede determinar matemáticamente como lo fue par varios científicos, si no también experimentalmente para ello tomamos en cuenta a uno de los gases que tiene un comportamiento ideal comolo fue el hidrogeno y por medio de la reacción que se lleva acabo entre el magnesio con el acido clorhídrico se puede determinar la cantidad de hidrogeno que se libera. Además también par el experimento es de gran ayuda para la determinación de cantidad de moles que se ocupan.
Sin embargo se tienen que tomar en cuenta ciertas condiciones y varios cálculos importantes para así poder determinar yllegar al valor de la constante que ya se conoce. Par ello se ocupa la ecuación de los gases ideales PV=nRT y se espejo la constante y con los datos que ya se tiene del experimento se obtuvo su valor . el cual es bastante aproximado al valor teórico de la constante. Los errores se pudieron dar por la falta de experiencia al ocupar los objetos para la determinación del peso o para la medición...
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