1er Laboratorio de Fico Terminado

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FISICO-QUÍMICA Termodinámica – Ing. Arturo Lobato UNI – FIGMM ______________________________________________________________________________ UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA PRIMER LABORATORIO DE FISICO-QUIMICA TEMA: TERMODINÁMICA DE GASES ALUMNOS : QUISPE PAREDES, KELLY M. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA 2011-I

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

PRIMER LABORATORIO DE FISICO-QUIMICA

TEMA: TERMODINÁMICA DE GASES

ALUMNOS : QUISPE PAREDES, KELLY M.

CARITA SEGOVIA, LUIS FELIPE

PROFESOR : ING. ARTURO LOBATO FLORES

2011 - I

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INTRODUCCIÓN

En esta experiencia se estudiará a los gases desde un punto de vista termodinámico. Ahora se deberá tener en cuenta que las mediciones deberán ser hechas lo más cuidadosas que sean posibles (al 0.1mL). Nuestra muestra gaseosa lo trataremos igualmente como que tiene comportamiento de gas ideal, y que además es un sistema cerrado y por lo tanto su energía y masa son constantes.

Se estudió a los gases desde un punto de vista termodinámico, comprobando las leyes de Boyle y de Gay Lussac.

Boyle, Robert (1627-1691), científico británico, fue uno de los primeros defensores de los métodos científicos y un fundador de la química moderna.

Gay-Lussac, Joseph Louis (1778-1850), químico y físico francés conocido por sus estudios sobre las propiedades físicas de los gases.

La termodinámica proviene de las palabras griegas (calor) y (potencia). Es el estudio del calor, el trabajo, la energía y los cambios que provocan los estados de los sistemas, en un sistema más amplio estudian las relaciones macroscópicas de un sistema. La temperatura es una propiedad esencial en la termodinámica.

La termodinámica establece su atención en el interior de los sistemas físicos, en los intercambios de energía en forma de calor que se llevan a cabo entre un sistema y otro. A las magnitudes macroscópicas que se relacionan con el estado interno de un sistema se les llama coordenadas termodinámicas; éstas nos van a ayudar a determinar la energía interna del sistema. En resumen, el fin último de la termodinámica es encontrar entre las coordenadas termodinámicas relaciones generales coherentes con los principios básicos de la física.

La termodinámica basa sus análisis en algunas leyes: La Ley "cero", referente al concepto de temperatura, la Primera Ley de la termodinámica, que nos habla del principio de conservación de la energía, la Segunda Ley de la termodinámica, que nos define a la entropía.

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OBJETIVOS

Demostrar las leyes que relacionan la presión, temperatura y volumen en los gases ideales.

Verificar la Ley de Boyle (proceso isotérmico) de la primera experiencia de los gases.

Verificar Gay-Lussac (proceso isocórico) de la segunda experiencia de los gases.

Evaluar desde un punto de vista termodinámico la ley de Boyle y la ley de Gay Lussac.

Describir el origen de las leyes que dieron lugar a la formulación de la ecuación de estado de los

gases ideales.

Poner de manifiesto cómo se logró la interpretación de las leyes de los gases en función de los

movimientos de las moléculas constituyentes.

Conocer la evolución de los estudios para obtener una ecuación de estado de validez general

para todo tipo de sistemas gaseosos, a fin de describir el comportamiento de los gases que no se

comportan idealmente.

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FUNDAMENTO TEÓRICO

La termodinámica puede definirse como el tema de la Física que estudia los procesos en los que se transfiere energía como calor y como trabajo.Sabemos que se efectúa trabajo cuando la energía se transfiere de un cuerpo a otro por medios mecánicos. El calor es una transferencia de energía de un cuerpo a un segundo cuerpo que está a menor temperatura. O sea, el calor es muy semejante al trabajo.El calor se define como una transferencia de energía debida a una diferencia de temperatura, mientras que el trabajo es una transferencia de energía que no se debe a una diferencia de temperatura.

Al hablar de termodinámica, con frecuencia se usa el término "sistema". Por sistema se entiende un objeto o conjunto de objetos que deseamos considerar. El resto, lo demás en el Universo, que no pertenece al sistema, se conoce como su "ambiente". Se consideran varios tipos de sistemas. En un sistema cerrado no entra ni sale masa, contrariamente a los sistemas abiertos donde sí puede entrar o salir masa. Un sistema cerrado es aislado si no pasa energía en cualquiera de sus formas por sus fronteras.Previo a profundizar en este tema de la termodinámica, es imprescindible establecer una clara distinción entre tres conceptos básicos: temperatura, calor y energía interna. Como ejemplo ilustrativo, es conveniente recurrir a la teoría cinética de los gases, en que éstos sabemos están constituidos por numerosísimas moléculas en permanente choque entre sí.La temperatura es una medida de la energía cinética media de las moléculas individuales. El calor es una transferencia de energía, como energía térmica, de un objeto a otro debida a una diferencia de temperatura. La energía interna (o térmica) es la energía total de todas las moléculas del objeto, o sea incluye energía cinética de traslación, rotación y vibración de las moléculas, energía potencial en moléculas y energía potencial entre moléculas. Para mayor claridad, imaginemos dos barras calientes de un mismo material de igual masa y temperatura. Entre las dos tienen el doble de la energía interna respecto de una sola barra. Notemos que el flujo de calor entre dos objetos depende de sus temperaturas y no de cuánta energía térmica o interna tiene cada uno. El flujo de calor es siempre desde el objeto a mayor temperatura hacia el objeto a menor temperatura.

Sistemas Termodinámicos:

Un sistema termodinámico (también denominado sustancia de trabajo) se define como la parte del universo objeto de estudio. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera terrestre, etc.

El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo (denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes (llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas).Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos.Sistema aislado: es aquél que no intercambia ni materia ni energía con los alrededores.

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Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante). Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores. En la siguiente figura se han representado los distintos tipos de sistemas termodinámicos a lo largo de estas páginas trataremos los sistemas cerrados.

Cuando un sistema está aislado y se le deja evolucionar un tiempo suficiente, se observa que las variables termodinámicas que describen su estado no varían. La temperatura en todos los puntos del sistema es la misma, así como la presión. En esta situación se dice que el sistema está en equilibrio termodinámico.

Equilibrio termodinámico:

En Termodinámica se dice que un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico cuando las variables intensivas que describen su estado no varían a lo largo del tiempo.Cuando un sistema no está aislado, el equilibrio termodinámico se define en relación con los alrededores del sistema. Para que un sistema esté en equilibrio, los valores de las variables que describen su estado deben tomar el mismo valor para el sistema y para sus alrededores. Cuando un sistema cerrado está en equilibrio, debe estar simultáneamente en equilibrio térmico y mecánico.Equilibrio térmico: la temperatura del sistema es la misma que la de los alrededores.Equilibrio mecánico: la presión del sistema es la misma que la de los alrededores.

Energía, calor y trabajo en sistemas gaseosos:

Los gases, por no tener forma ni volumen propios, son muy útiles para estudiar transformaciones de energía. Sabemos que la principal diferencia entre gases y líquidos o entre gases y sólidos, es que, en un gas, las moléculas que lo constituyen se encuentran tan lejanas entre sí que las podemos considerar como partículas independientes. Para un primer estudio de las transformaciones de energía, nos resulta muy útil un sistema en el que podemos considerar que las energías de interacción entre las partículas son muy pequeñas, como sucede con los gases, al menos en un intervalo normal de presiones y temperaturas. Por supuesto que si aumentamos la presión de un gas y disminuimos su temperatura, lograremos que las moléculas estén más cerca unas de otras. Esto daría lugar a interacciones moleculares que, de ser tomadas en cuenta, complicarían en gran medida nuestro estudio.

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Es una ley natural que todos los sistemas tienen tendencia a adquirir un estado de mínima energía. En un gas, este estado se halla asociado a la menor temperatura posible y a las presiones más bajas, para que sus moléculas estén muy lejanas entre sí de modo que no existan interacciones. Al comprimir un gas, esto es, disminuir su volumen y por tanto aumentar la presión, estamos obligando a las moléculas a acercarse unas a otras y por lo tanto aumentará la energía del sistema. Si permitimos que el sistema transfiera esta energía excedente —recibida por el trabajo de compresión— en forma de calor hacia los alrededores, podemos lograr que, finalmente, éste sea cero, lo que equivale a que la temperatura del sistema se hubiera mantenido constante. Por esta razón diríamos que el proceso ha sido isotérmico (de isos, "igual", en griego).

Figura 2. Al disminuir el volumen, las partículas se acercan, las condiciones aumentan y la presión también aumenta.

Tipos de sistemas:

Si el sistema no puede transferir energía hacia sus alrededores y realizamos un trabajo de compresión, su temperatura tendría que aumentar como consecuencia de que éste ha aumentado. Como ya hemos mencionado, llamamos sistemas cerrados a aquellos en los que puede haber transferencia de energía entre el sistema y sus alrededores pero no puede haber transferencia de masa. Por ejemplo, un recipiente metálico perfectamente cerrado como el que se muestra en la figura 31, contiene en su interior el sistema "agua". Si calentamos el recipiente, el calor será transmitido hacia el agua y por tanto hay transferencia de energía entre los alrededores y el sistema. Pero el agua no puede salir del recipiente. A esto nos referimos al decir que no puede haber transferencia de masa o materia entre los alrededores y el sistema. Por lo tanto, en la figura 31 tenemos un ejemplo de sistema cerrado. Llamamos sistema aislado a aquel cuyas paredes no permiten ni la transferencia de masa ni la transferencia de energía. Si recordamos la primera ley de la termodinámica, nos será fácil reconocer la validez del siguiente postulado: "La energía de un sistema aislado es constante."

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Figura 3. Sistema cerrado.

Figura 4. Sistema aislado.

Es difícil tener un sistema perfectamente aislado. Un dispositivo común y conocido que pretende tener paredes aislantes, es el recipiente térmico que utilizamos para mantener nuestros alimentos a una temperatura constante. Existen sistemas llamados abiertos, cuyas paredes permiten el intercambio de masa y de energía entre sistema y alrededores. De estos sistemas hablaremos más adelante. La termodinámica estudia los sistemas que se encuentran en equilibrio. Esto significa que las propiedades del sistema —típicamente la presión, la temperatura, el volumen y la masa— son constantes. En la vida cotidiana, es difícil encontrar un sistema que esté, de manera rigurosa, en equilibrio. Sin embargo, hay sistemas en los que las propiedades están cambiando, pero en una forma tan lenta que, para fines prácticos, podemos considerarlos como sistemas en equilibrio. Esto sucede en muchos sistemas abiertos, uno de los cuales podemos ser nosotros mismos. ¿Somos un sistema en equilibrio? Es evidente que no, pues podemos observar que vamos envejeciendo con los años. Nuestra piel se va arrugando, nuestro pelo encanece o desaparece. Pero si nos ponemos frente a un espejo durante varias horas, es claro que no podríamos notar este proceso de envejecimiento. Nuestro organismo está diseñado para mantener una temperatura constante. Ya hemos mencionado que normalmente este valor es de unos 37°C. El cambio en unos cuantos grados puede ser de consecuencias fatales. ¿Cómo logra nuestro cuerpo mantener su temperatura? Cuando decimos que hace mucho calor, es porque nuestros sentidos detectan que la temperatura de los alrededores es mayor que la de nuestro cuerpo. Generalmente sudamos mediante un proceso

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llamado transpiración. Eliminamos agua, la cual utiliza energía para evaporarse. Esta energía la toma de nuestro cuerpo y ello nos ayuda a mantenernos a una temperatura constante.

Figura 5. Transmisión de calor: (a) por conducción; (b) por convección libre; (c) por convección forzada, y (d) por radiación.

Este fenómeno lo podemos experimentar fácilmente si ponemos un poco de alcohol en nuestras manos. Si movemos las manos para facilitar la evaporación del alcohol, sentiremos una sensación de frescura. Esto se debe a que el alcohol, para pasar de estado líquido a vapor; requiere de energía y la toma de los alrededores. En este caso, los alrededores son básicamente nuestra piel. Al perder esta energía de nuestra piel, la temperatura disminuye momentáneamente y sentimos "frío". La sensación desaparece rápidamente, pues nuestra temperatura se equilibra de nuevo. La transferencia de calor entre una región y otra del sistema o bien entre el sistema y sus alrededores puede llevarse a cabo por tres medios diferentes: convección, conducción y radiación. Conducción es la transferencia de calor de una parte de un cuerpo a otra parte del mismo cuerpo, o de un cuerpo a otro cuerpo con el que está en contacto físico, sin que podamos apreciar un desplazamiento de las partículas que forman estos cuerpos. Cuando tomamos una pequeña varilla metálica por un extremo y calentamos el otro extremo, por ejemplo metiéndolo al fuego, muy pronto sentiremos el calor en el extremo que estamos deteniendo con nuestra mano. El calor se ha transmitido por conducción a través de la varilla. Al igual que sucede con los conductores eléctricos, no todos los cuerpos conducen el calor con la misma facilidad. Si repetimos la experiencia de la varilla pero ahora utilizando un cuchillo con mango de madera, este material impedirá en gran medida el paso del calor hacia nuestra mano. Convección es la transferencia de calor de un punto a otro punto dentro de un fluido, gas o líquido, mediante la mezcla de regiones frías con regiones calientes. En la convección "natural", el movimiento del fluido se debe exclusivamente a las diferencias locales de densidad ocasionadas por las diferencias en temperaturas en las distintas regiones del sistema. En la convección "forzada" se utilizan medios

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mecánicos para favorecer el mezclado, por ejemplo, cuando calentamos nuestros alimentos es muy común que utilicemos un cucharón para agitar el fluido y obtener un calentamiento más uniforme. Radiación es la transferencia de calor de un cuerpo hacia otro que no se halla en contacto con aquél, mediante ondas que viajan a través del espacio. El ejemplo de transmisión de calor por radiación más conocido por nosotros es el del calor que recibimos desde el Sol.

Ecuación del modelo de gas ideal:

De las consideraciones anteriores podemos intuir que debe existir una relación entre el volumen (V), la presión (P) y la temperatura (T) de un cuerpo. Para el caso más simple, que es el de un gas, la ecuación más sencilla que conocemos es la ecuación del gas ideal: PV = nRTDonde n representa el número de moles que tenemos en el sistema (moles = peso en gramos/peso molecular) y R es un numero conocido como la constante de los gases. La constante, R, de los gases se utiliza en la resolución de muchos problemas fisicoquímicos y por esta razón suele encontrarse en los libros de texto expresada en diferentes unidades. Los valores de R más utilizados son:

8.3145J / K mol, 8.3145 Pascal m3 / K mol0.08206 litros-atmósfera / K mol1.9872 calorías / K mol

Esta ecuación proviene de una idealización en la que consideramos, entre otras cosas, que las moléculas no interactúan. Si comparamos los resultados obtenidos con esta ecuación con los obtenidos por experimentación en el laboratorio, encontraremos que la ecuación nos da resultados más confiables cuando las condiciones del gas "real" son de presiones bajas y temperaturas altas, ya que dichas condiciones favorecen que las moléculas no interactúen.

Es común que hablemos de gases "ideales" y gases "reales", considerando que los primeros son aquellos gases cuyo comportamiento es bien descrito por la ecuación PV= nRT. Es claro que todos los gases que conocemos son reales y que resulta más correcto hablar de gases que se comportan de acuerdo con el modelo ideal y gases cuyo comportamiento no es descrito adecuadamente por el modelo de gas ideal. Por lo anterior; es más correcto decir "ecuación del modelo de gas ideal" que ecuación del gas ideal.

Energía interna:

La energía interna es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto, sino sólo la variación que experimenta entre el estado inicial y el final del sistema. Aplicación a las reacciones químicas. Las aplicaciones fundamentales son: Transferencia de calor a volumen constante:

∆E = Q - W = Q - P∆V = Qv

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Transferencia de calor a presión constante:

∆E = Q - W = Qp – P∆V

Entalpía (H):

En las reacciones químicas que transcurren a presión constante, se establece que:

Qp = H2 - H1 = ∆H

Donde H es la magnitud energética denominada entalpía. La entalpía es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto, sino solo la diferencia entre el estado inicial y final.

Entropía (S):

La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma naturalEsta idea de desorden termodinámico fue plasmada mediante una función ideada por Rudolf Clausius a

partir de un proceso cíclico reversible. En todo proceso reversible la integral curvilínea de δQT

sólo

depende de los estados inicial y final, con independencia del camino seguido (δQ es la cantidad de calor absorbida en el proceso en cuestión y T es la temperatura absoluta). Por tanto ha de existir una f(x) del estado del sistema, S=f(P,V,T), denominada entropía, cuya variación en un proceso reversible entre los estados 1 y 2 es:

Téngase en cuenta que como el calor no es una función de estado se usa δQ en lugar de dQ.La entropía física, en su forma clásica, está definida por la ecuación

o más simplemente, cuando no se produce variación de temperatura (proceso isotérmico):

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donde S es la entropía, la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el entorno y T la temperatura absoluta en kelvin). Los números 1 y 2 se refieren a los estados iniciales y finales de un sistema termodinámico.

El significado de esta ecuación es el siguiente:Cuando un sistema termodinámico pasa, en un proceso reversible e isotérmico, del estado 1 al estado 2, el cambio en su entropía es igual a la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el medio dividido por su temperatura absoluta.De acuerdo con la ecuación, si el calor se transfiere al sistema, también lo hará el grado de entropía. Si la temperatura aumenta, la entropía disminuye. Y viceversa.Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional, son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.

Estado de Equilibrio

Denominamos estado de equilibrio de un sistema cuando las variables macroscópicas presión p, volumen V, y temperatura T, no cambian. El estado de equilibrio es dinámico en el sentido de que los constituyentes del sistema se mueven continuamente. El estado del sistema se representa por un punto en un diagrama p-V. Podemos llevar al sistema desde un estado inicial a otro final a través de una sucesión de estados de equilibrio.

Se denomina ecuación de estado a la relación que existe entre las variables p, V, y T. La ecuación de estado más sencilla es la de un gas ideal pV=nRT, donde n representa el número de moles, y R la constante de los gases R=0.082 atm·l/(K mol)=8.3143 J/(K mol).Se denomina energía interna del sistema a la suma de las energías de todas sus partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética, los choques entre las moléculas se suponen perfectamente elásticos, la energía interna solamente depende de la temperatura.

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Primera Ley de la Termodinámica

Esta ley se expresa como:

∆ Eint=Q –W

Cambio en la energía interna en el sistema = Calor agregado (Q) - Trabajo efectuado por el sistema (W)Notar que el signo menos en el lado derecho de la ecuación se debe justamente a que W se define como el trabajo efectuado por el sistema.Para entender esta ley, es útil imaginar un gas encerrado en un cilindro, una de cuyas tapas es un émbolo móvil y que mediante un mechero podemos agregarle calor. El cambio en la energía interna del gas estará dado por la diferencia entre el calor agregado y el trabajo que el gas hace al levantar el émbolo contra la presión atmosférica.

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Efecto del trabajo y del calor en las condiciones internas de un sistema

Cuando un sistema, cuyo medio exterior se encuentra a distinta temperatura que él y sobre el cual puede realizarse un trabajo mecánico, experimenta un proceso, se denomina calor a la energía intercambiada por medios no mecánicos, y que es numéricamente igual a la diferencia entre la variación de energía interna y el trabajo realizado. Designando por “Q” esta diferencia, se tiene:

Q = ΔU – W.

o lo que es igual:

ΔU = Q + W.

Donde hemos adoptado como criterio que el calor es positivo cuando la energía fluye hacia el sistema y negativo cuando fluye desde el sistema hacia el medio.

Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la energía interna es cero, ya que se parte del estado A y se regresa al mismo estado, ∆U=0. Sin embargo, durante el ciclo el sistema ha efectuado un trabajo, que ha de ser proporcionado por los alrededores en forma de transferencia de calor, para preservar el principio de conservación de la energía, W=Q.

Si la transformación no es cíclica ∆U= 0

Si no se realiza trabajo mecánico ∆U=Q

Si el sistema está aislado térmicamente ∆U=-W

Si el sistema realiza trabajo, U disminuye

Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta

Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a temperatura superior, U aumenta.

Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una temperatura inferior, U disminuye.

Al igual que sucede con el trabajo, no se puede hablar de cantidad de calor, pues esta magnitud representa la cantidad de energía transferida por medios no mecánicos, y no un tipo específico de energía. Además, mientras que el trabajo realizado puede ser utilizado directamente para variar cualquier forma de energía, no sucede lo mismo con el calor, que debe ser previamente transformado en trabajo para poder utilizarlo.

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Transformaciones

La energía interna U del sistema depende únicamente del estado del sistema, en un gas ideal depende solamente de su temperatura. Mientras que la transferencia de calor o el trabajo mecánico dependen del tipo de transformación o camino seguido para ir del estado inicial al final.

Isócora o a volumen constante

No hay variación de volumen del gas, luego W=0

Q=ncV(TB-TA)Donde cV es el calor específico a volumen constante

Isóbara o a presión constante

W=p(vB-vA)

Q=ncP(TB-TA)

Donde cP es el calor específico a presión constante

Isoterma o a temperatura constante

Pv = nRT

La curva p=cte/V que representa la transformación en un diagrama p-Ves una hipérbola cuyas asíntotas son los ejes coordenados.

∆U=0Q=W

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Segunda ley de la termodinámica

En Termodinámica se reconoce a una 1ª Ley de la Termodinámica, conocida como "Ley de conservación de la energía" y que establece que hay cierta magnitud llamada "energía", la cual no varía con los múltiples cambios que ocurren en la naturaleza. Y se reconoce además a una 2ª Ley de la Termodinámica, la cual establece, por su parte, que existe otra magnitud llamada "entropía", que permanece constante en algunas transformaciones y que aumenta en otras, sin disminuir jamás. Aquellas trasformaciones en las cuales la entropía aumenta, se denominan "procesos irreversibles".La 2ª Ley de la Termodinámica se aplica solamente a sistemas aislados, es decir, a sistemas en los cuales las transformaciones implicadas quedan todas incluidas en ellos. En sistemas abiertos, en cambio, la energía puede pasar de un sistema a otro y entonces mientras uno la pierde, el otro la gana, pero el balance total es igual a cero, lo mismo acontece con la entropía: si un sistema gana entropía, su alrededor (que es otro sistema) la pierde, pero el balance total es nulo. Vale decir, al sistema más su alrededor se le considera como un sistema aislado, así se ha considerado al universo. Éste es el caso, sin embargo, de los procesos reversibles, los cuales son procesos ideales (ya que no existen en la naturaleza).En los sistemas reales, y como tales escenarios de procesos irreversibles, el balance final de entropía es siempre positivo. Además, es muy importante señalar que la entropía aumenta en un sistema aislado hasta alcanzar un máximo, que es su estado de equilibrio (porque espontáneamente permanece en él).

Cálculo de variaciones de entropía.

Proceso isotérmico: Como la temperatura es constante se saca fuera de la integral y quedaría:S2 - S1 =q / T

Proceso no isotérmico: En muchos procesos, la absorción reversible de calor está acompañada por un cambio de temperatura, es este caso expresamos el calor en función de la temperatura integramos y obtendremos:

>En un proceso a volumen constante:

dq = Cv dTEntonces: S2 - S1 = Cv ln T2/T1

>En un proceso a presión constante:

dq = Cp dTEntonces: S2 - S1 = cp ln T2/T1

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Proceso adiabático: En un proceso adiabático como no existe transferencia de calor la variación de entropías es cero.

Tercera ley de la termodinámica:

La Tercera de las leyes de la termodinámica, propuesto por Walther Nernst, afirma que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito de procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La entropía de los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas iguales al cero absoluto. No es una noción exigida por la Termodinámica clásica, así que es probablemente inapropiado tratarlo de “ley”.Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero inaplicables a nivel cuántico.

La segunda ley está ligada a una variable termodinámica denominada entropía (s), y puede expresarse cuantitativamente en términos de esta variable.

En el análisis de muchas reacciones químicas es necesario fijar un estado de referencia para la entropía. Este siempre puede escogerse algún nivel arbitrario de referencia cuando solo se involucra un componente; para las tablas de vapor convencionales se ha escogido 32 º F. Sobre la base de las observaciones hechas por Nernst y por otros, Planck estableció la tercera ley de la termodinámica en 1912, así: la entropía de todos los sólidos cristalinos perfectos es cero a la temperatura de cero absoluto.

Un cristal "perfecto" es aquel que está en equilibrio termodinámico. En consecuencia, comúnmente se establece la tercera ley en forma más general, como:La entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero.

La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el cálculo de las entropías absolutas de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las ecuaciones apropiadas para determinar la dirección de las reacciones químicas.

Hay varios casos referidos en la literatura en donde los cálculos basados en la tercera ley no están desacuerdo con los experimentos. Sin embargo, en todos los casos es posible explicar el desacuerdo sobre la base de que la sustancia no es "pura", esto es, pueda haber dos o más isótopos o presentarse moléculas diferentes o, también, una distribución de no equilibrio de las moléculas. En tales casos hay más de un estado cuántico en el cero absoluto y la entropía no tiende a cero.

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO N° 1

“PROCESO ISOTÉRMICO” – Ley de Boyle

MATERIALES:

Tubo neumométricoConector de gomaAmpollaTubo de gomaRegla de medición (cm).Soporte universal.Sustancia: aguaLiga.

PROCEDIMIENTO:

Una vez montado el equipo, se dejan unos milímetros de aire(opcional) en el tubo neumométrico y se cierra con una pinza el conector de goma. Luego se sube y baja la ampolla de nivel para expulsar las burbujas de aire que pueden encontrarse en el tubo de goma. Es muy importante que no haya escapes de aire en el equipo. Para asegurase de que todas las uniones estén bien cerradas se hace descender la ampolla e nivel y se observa si el nivel en el tubo neumométrico permanece constante. De haber algún escape lo más probable es que tenga que reemplazarse el empalme de goma.

Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua que contiene enrase con el agua del tubo(con un error menor de 0.1ml).

Levante la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea de 10, 20, 30, 40, 50 y 60 cm. (esto es referencial). Respectivamente, registre el volumen en cada caso.Registre la temperatura del agua y la presión atmosférica.

OBSERVACIONES:

En la parte de cerrar el conector de goma con una pinza se puede utilizar cualquier instrumento que no deje que entre ni salga aire de nuestro sistema nosotros utilizamos una LIGA.Las burbujas dentro del tubo de goma se tienen que ser expulsadas una manera mas rápida; se consigue presionando continuamente el tubo hasta lograr el ascenso e dichas burbujas.

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DATOS:

En el laboratorio se tomaron los siguientes datos:

∆H(m) V (ml)0 28,3

0,1 28,20,2 28,150,3 28,10,4 28,050,5 27,9-0,1 28,22-0,2 28,19-0,3 28,35-0,4 28,37

Volumen muerto = 10.2 ml

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EXPERIMENTO N° 2

“PROCESO ISOCORO” – Ley de Gay Lussac

MATERIALES:

Tubo neumométricoTubo capilarTermómetroAmpollaTubo de gomaSoporte universalMechero de bunsenTrípode, regilla.Tapones de jebe.Vaso precipitado.Encendedor, sustancia: gas de propano, agua

PROCEDIMIENTO:

Con el balón completamente seco, arme el equipo.

Antes de ajustar el tapón de la ampolla de nivel, vierta agua a esta, hasta el cuello de la ampolla de nivel y ajustar bien los tapones. En ningún momentos los tapones del tubo capilar deben estar en contacto con el agua liquida. Luego vierta agua fría del grifo en el vaso, procurando que el balón quede sumergido hasta la altura del tapón, agite el agua del vaso, hasta que la temperatura del gas dentro del balón, permanezca constante.

Ajuste los niveles de agua del tubo neumometrico con el de la ampolla de nivel abriendo y cerrando la pinza del empalme de goma manteniendo la posición vertical de la pinza en el empalme de goma, hasta que ambos niveles sean iguales. Registre la lectura del volumen de gas en el tubo neumometrico, gas A con un error menor de 0.1ml, la temperatura del gas dentro del balón y la presión barométrica.

Coloque verticalmente la plancha de asbesto entre el mechero y la ampolla de nivel y encienda el mechero.

Aquí es necesario hacer notar que, nuestro gas en consideración, ahora es el aire que esta encima de la superficie de agua en la ampolla de nivel y en el que ocupa el balón.El volumen que ocupa dicho gas que lo llamaremos B, lo mediremos al final de la experiencia ayudándonos con la probeta que dispone enrasada con agua, por lo que debemos marcar con lápiz el extremo inferior de los tapones.

En el tubo capilar el gas experimenta un enfriamiento y se considera que el aire contenido en el, con el de la ampolla de nivel. Regístrese simultáneamente, el volumen del gas A en el tubo y la temperatura del gas B.

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Repita esta operación que el agua del vaso llegue a su temperatura de ebullición.

Al final mida el volumen muerto del tubo neumometrico (zona no graduada) desajustando el tapón desalojado el agua e invirtiendo el tubo.

Enrase una probeta con agua y mida con ella el volumen de su tubo neumometrico. Hago lo mismo para medir el volumen del gas B, considerando el termómetro dentro de el.

OBSERVACIONES:

Los tapones que se utilizan tiene que estar bien aseguradas procurando que no exista fuga de masa del sistema con los alrededores.Una manera práctica del medir el volumen muerto lo hacemos mediante comparación de unidades: utilizando una regla de medir y comparando.

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DATOS:

En el laboratorio se tomaron los siguientes datos:

T (K) V (ml)305 41,7306 41,8307 42308 42,1

309,5 42,2315 42,25317 42,1323 42,15328 42,2330 42,3

Tº = 25 ºC

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CUESTIONARIO

PROCESO ISOTÉRMICO

1. Verificar la ley de Boyle, para lo cual seguiremos los siguientes pasos:

a. Conversión de las presiones manométricas de columna de agua a columna de mercurio Hg

(Torr).

Sol.

Sabemos que la presión manométrica es:Pm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Donde: ρH 2O

=1000Kg /m3

g=9.81m/ s2

Se sabe también que:760Torr=101300 Pascal(N /m2)

Procedemos a realizar las operaciones respectivas:

Para ∆ h=0.10mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (0.10 )

Pm=981P

Pm=7 .359921 tor r

Para ∆ h=0.20mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (0.20 )

Pm=1962 pascal

Pm=14,719842torr

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Para ∆ h=0.30m

Pm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (0.30 )

Pm=2943 pascal

Pm=22.07976Tor r

Para ∆ h=0.40mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (0.40 )

Pm=3924 pasca l

Pm=29.43968Tor r

Para ∆ h=0.50mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (0.50 )

Pm=4905 pascal

Pm=36.79961Tor r

Para ∆ h=−0.10mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (−0.10 )

Pm=−981 pascal

Pm=−7.359921Tor r

Para ∆ h=−0.20mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (−0.20 )

Pm=−1962 pasca l

Pm=−14.71984Tor r

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Para ∆ h=−0.30mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (−0.30 )

Pm=−2943 pasca l

Pm=−22.0798Tor r

Para ∆ h=0.40mPm= (ρH 2O ) (g ) (∆h )

Pm= (1000 ) (9.81 ) (−0.40 )

Pm=−3924 pascal

Pm=−29.43968Tor r

Una vez hecho las operaciones, procedemos a ordenar los datos en el siguiente cuadro:

ALTURA (m) PMANOMÉTRICA (Pa) PMANOMÉTRICA (TORR)

0.10 981 7.3599210.20 1962 14.719840.30 2943 22.079760.40 3924 29.439680.50 4905 36.79961-0.10 -981 -7.359921-0.20 -1962 -14.71984-0.30 -2943 -22.0798-0.40 -3924 -29.43968

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b. Presiones absolutas (Torr)

Usamos:

Pabsoluta=Patmosférica+Pmanométrica

Donde:

Patmosférica=752.1Torr

ALTURA (m) PMANOMÉTRICA (TORR) PABSOLUTA (TORR)

0.10 7.359921 759,4599210.20 14.71984 766,8198400.30 22.07976 774,1797600.40 29.43968 781,5396800.50 36.79961 788,899610-0.10 -7.359921 744,740079-0.20 -14.71984 737,380160-0.30 -22.0798 730,020200-0.40 -29.43968 722,660320

c. Presión del gas seco (Torr)

No olvidemos que:

P|¿|=Pgas Hum=Pgas seco+P vapordeH2O ¿

Pgasseco=P|¿|−Pvaporde H2O¿

Pvapor de H 2O=26.74 Torr , paraT=27 °C

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ALTURA (M) PABSOLUTA (TORR) PGAS SECO (TORR)0.10 759,459921 732,7199210.20 766,819840 740,0798400.30 774,179760 747,4397600.40 781,539680 754,7996800.50 788,899610 762,159610-0.10 744,740079 718,000079-0.20 737,380160 710,640160-0.30 730,020200 703,280200-0.40 722,660320 695,920320

d. Volumen del gas seco = Volumen del gas húmedo:

Altura (m) Volumen (ml) Volumen Muerto (ml) Volumen total

0.00 28,3 10.2 38,50.10 28,2 10.2 38,40.20 28,15 10.2 38,350.30 28,1 10.2 38,30.40 28,05 10.2 38,250.50 27,9 10.2 38,1-0.10 28,22 10.2 38,42-0.20 28,19 10.2 38,39-0.30 28,35 10.2 38,55-0.40 28,37 10.2 38,57

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e. Determinación de los valores del producto PV del gas seco y las desviaciones porcentuales

respecto a la media:

Altura (m) V total (l) Pgas seco (Torr) PV0.00 0.0345 0 00.10 0.0342 732.7199 25.05900.20 0.0339 740.0798 25.08870.30 0.0335 747.4397 25.03920.40 0.0333 754.7996 25.13480.50 0.0330 762.1596 25.15120.60 0.0326 769.5195 25.0863-0.10 0.0348 718.0001 24.9864-0.20 0.0351 710.6402 24.9435-0.30 0.0354 703.2802 24.8961

La Media sería:

Me=∑i=1

10

PiV i

10

Me=225.385210

Me=22.53852Torr . l

Calculamos la desviación porcentual:

∆ (P iV i )=|PiV i−Me|

Mex 100%

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PV Me|PiV i−Me|

Me∆ (P iV i )=

|PiV i−Me|Me

x 100%

0

25.0590 25.0934 0.00137087 0.13708783

25.0887 25.0934 0.00018730 0.01873002

25.0392 25.0934 0.00215993 0.21599305

25.1348 25.0934 0.00164983 0.16498362

25.1512 25.0934 0.00235520 0.23552009

25.0863 25.0934 0.00028294 0.02829429

24.9864 25.0934 0.00426407 0.42640694

24.9435 25.0934 0.00597368 0.59736823

24.8961 25.0934 0.00786263 0.78626252

f. Graficar P vs V :

Gráfica Nro.1

2. Número de moles (mol-g) para cada etapa y desviación estándar respecto a la media

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Sol.

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

n=PVRT

Donde

T=300K ,R=62.4 Torr . lmol . K

Altura (m) PV n

0.10 25.0590 0.001338620.20 25.0887 0.001340200.30 25.0392 0.001337560.40 25.1348 0.001342670.50 25.1512 0.001343560.60 25.0863 0.00134008-0.10 24.9864 0.00133474-0.20 24.9435 0.00133245-0.30 24.8961 0.00132992

La media será:nmed=0.0013378

Calculamos la desviación estándar:

∆ (ni )=|ni−nmed|

nmed

x100%

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Con lo cual realizamos la siguiente tabla:

n nmed |n i−nmed|nmed

|n i−nmed|nmed

x 100%

0.00133862 0.00130642 0.0246475 2.464750.00134020 0.00130642 0.0258569 2.58569

0.00133756 0.00130642 0.0238361 2.38361

0.00134267 0.00130642 0.0277475 2.77475

0.00134356 0.00130642 0.0284288 2.84288

0.00134008 0.00130642 0.0257650 2.57650

0.00133474 0.00130642 0.0216776 2.16776

0.00133245 0.00130642 0.0199247 1.99247

0.00132992 0.00130642 0.0179881 1.79881

3. Trabajo (Joul) para cada etapa:Sol.

Sabemos que:

W=nRT lnV 2

V 1

Donde la constante “R” es igual a:

R=8.314 JK .mol

Desde h=0 hasta h=0.10:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00133862 ) (8.314 )(300) ln 0.03420.0345

W=−0.029159J

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Desde h=0.10 hasta h=0.20

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00134020 ) (8.314 )(300) ln 0.03390.0342

W=−0.029451J

Desde h=0.20 hasta h=0.30:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00133756 ) (8.314 )(300) ln 0.03350.0339

W=−0.039598J

Desde h=0.30 hasta h=0.40

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00134267 ) (8.314 )(300) ln 0.03330.0335

W=−0.0200532J

Desde h=0.40 hasta h=0.50:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00134356 ) (8.314 )(300) ln 0.0330.0333

W=−0.0303269J

Desde h=0 hasta h=−0.10:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00133474 ) (8.314 )(300) ln 0.03480.0345

W=0.02882363 J

Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00133245 ) (8.314 )(300) ln 0.03510.0348

W=0.02852719J

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Desde h=−0.20 hasta h=−0.30:

W=nRT lnV 2

V 1

W=(0.00132992 ) (8.314 )(300) ln 0.03540.0351

W=0.02823069J

4.- Calor (cal) para cada etapa. ¿Cómo interpretaría el negativo experimental?Sol.

En un proceso isotérmico y usando la 1ra Ley de la Termodinámica, obtenemos que:

Q=W

Luego hacemos la conversión de joules a calorías:

1cal=4.186J

Ahora usamos entonces la siguiente expresión:

Q= W4.186

Desde h=0 hasta h=0.10:

Q=−0.0291594.186

Q=−0.00696583ca l

Desde h=0.10 hasta h=0.20:

Q=−0.0294514.186

Q=−0.00703559ca l

Desde h=0.20 hasta h=0.30:

Q=−0.0395984.186

Q=−0.00945962ca l

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Desde h=0.30 hasta h=0.40:

Q=−0.02005324.186

Q=−0.00479053ca l

Desde h=0.40 hasta h=0.50:

Q=−0.03032694.186

Q=−0.00724483ca l

Desde h=0 hasta h=−0.10:

Q=0.028823634.186

Q=0.00688572cal

Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:

Q=0.028527194.186

Q=0.00681490ca l

Desde h=−0.20 hasta h=−0.30:

Q=0.028230694.186

Q=0.00674407ca l

4. ∆ H y ∆ E(cal) para cada etapa:

Sol.

∆ H=0 y ∆ E=0 para procesos isotérmicos, ya que “E” y “H” son funciones de la temperatura.

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5. Cálculo de ∆ S para cada etapa:

Sol.

Sabemos que:

∆ S=QT

Donde: T=300 ° K

Desde h=0 hasta h=0.10:

∆ S=QT

=−0.00696583300

∆ S=−2.32194 x 10−5

Desde h=0.10 hasta h=0.20:

∆ S=−0.00703559300

∆ S=−2.34519 x10−5

Desde h=0.20 hasta h=0.30:

∆ S=−0.00945962300

∆ S=−3.15320 x10−5

Desde h=0.30 hasta h=0.40:

∆ S=−0.00479053300

∆ S=−1.59684 x10−5

Desde h=0.40 hasta h=0.50 :

∆ S=−0.00724483300

∆ S=−2.41494 x 10−5

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Desde h=0 hasta h=−0.10:

∆ S=0.00688572300

∆ S=2.29524 x10−5

Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:

∆ S=0.00681490300

∆ S=2.27163 x10−5

Desde h=−0.20 hasta h=−0.30:

∆ S=0.00674407300

∆ S=2.24802x 10−5

6. CÁLCULO DE ∆ A (JOULES)

Sol.

∆ A=−T (WT )=−W

Desde h=0 hasta h=0.10: ∆ A=0.029159

Desde h=0.10 hasta h=0.20:∆ A=0.029451

Desde h=0.20 hasta h=0.30:∆ A=0.039598

Desde h=0.30 hasta h=0.40:∆ A=0.0200532

Desde h=0.40 hasta h=0.50:∆ A=0.0303269

Desde h=0 hasta h=−0.10:∆ A=−0.02882363

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Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:∆ A=−0.02852719

Desde h=−0.20 hasta h=−0.30:∆ A=−0.02823069

7. CÁLCULO DE ∆G (CAL):

Sol.

∆G=−T (QT )=−Q

Desde h=0 hasta h=0.10:∆G=0.00696583

Desde h=0.10 hasta h=0.20:∆G=0.00703559

Desde h=0.20 hasta h=0.30:∆G=0.00945962

Desde h=0.30 hasta h=0.40:∆G=0.00479053

Desde h=0.40 hasta h=0.50:∆G=0.00724483

Desde h=0 hasta h=−0.10:∆G=−0.00688572

Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:∆G=−0.00681490

Desde h=−0.10 hasta h=−0.20:∆G=−0.00674407

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PROCESO ISOCÓRICO

Ordenamos los datos obtenidos en el laboratorio:

V medido (ml) V muerto (ml) V total(ml ) T (° K )

25.30 9.5 34.80 300

25.15 9.5 34.65 349

25.10 9.5 34.60 352

25.05 9.5 34.55 358

25.00 9.5 34.50 360

24.95 9.5 34.45 363

2 Número de moles (mol-gr) para cada etapa y desviación estándar respecto a la media.

Sol.

n=PVRT

Donde :

P=752.1Torr ,R=62.4 Torr . lmol . K

V total(ml ) T (° K ) N °DE MOLES(n)

0.03480 300 0.00139813

0.03465 349 0.00119665

0.03460 352 0.00118474

0.03455 358 0.00116320

0.03450 360 0.00115507

0.03445 363 0.00114386

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El número de moles, en promedio, es:

np=∑ ni

6

np=0.00120694

Hallando la desviación estándar:

N° DE MOLES media hdh %

0.00119665 0.00120694 0.00852189 0.852189

0.00118474 0.00120694 0.01839050 1.83904984

0.00116320 0.00120694 0.03623679 3.62367912

0.00115507 0.00120694 0.04297802 4.29780196

0.00114386 0.00120694 0.05226282 5.22628179

3.- Trabajo en Joules para cada etapa:

Sol.

El trabajo se halla con la formula:

W=P∆V

Donde:unidades de P :atm .

760Torr=1atm

V en<.

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Ordenando datos, el trabajo es:

Intervalo W300 a 349°K 0.000148441J

349 a 352°K 0.000049480J

352 a 358°K 0.000049480J

358 a 360°K 0.000049480J

360 a 363°K 0.000049480J

Los valores del trabajo para cada etapa son aproximadamente cero, esto comprueba que los gases

trabajados son “no ideales”, ya que para gases ideales el “W” es cero.

3 Calor (cal) para cada etapa:

Sol.

Hallamos el calor:

Q=nC v∆T

Donde:

C v=4.9calmol . ° K

Desde T=300 ° K a T=349 ° K :Q= (0.00119665) (4.9 )(349−300)

Q=0.28731567cal

Desde T=349 ° K a T=352 ° K :Q= (0.00118474 ) (4.9 )(352−349)

Q=0.01741568ca l

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FISICO-QUÍMICA Termodinámica – Ing. Arturo Lobato UNI – FIGMM ______________________________________________________________________________

Desde T=352 ° K a T=358 ° K :Q= (0.0011632) (4.9 )(358−352)

Q=0.03419808ca l

Desde T=358 ° K a T=360 ° K :Q= (0.00115507 ) (4.9 )(360−358)

Q=0.01131969ca l

Desde T=360 ° K a T=363 ° K :Q= (0.00114386 ) (4.9 )(363−360)

Q=0.01681474 ca l

4 ∆ E y ∆ H (cal) para cada etapa:

Sol.

Hallamos ∆ E:∆ E=Q−W

Desde T=300 ° K a T=349 ° K :∆ E=0.28731567−0.000148441

∆ E=0.287167224 ca l

Desde T=349 ° K a T=352 ° K :∆ E=0.017415678−0.00004948

∆ E=0.017366198ca l

Desde T=352 ° K a T=358 ° K :∆ E=0.0341198080−0.0000494 8

∆ E=0.034148600ca l

Desde T=358 ° K a T=360 ° K :∆ E=0.011319686−0.0000494 8

∆ E=0.011270206 ca l

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Desde T=360 ° K a T=363 ° K :∆ E=0.0168414742−0.00004948

∆ E=0.016765262ca l

Para poder calcular la entalpía haremos uso de:

∆ H=∆ E+W=Q

Desde T=300 ° K a T=349 ° K :∆ H=0.287167224+0.000148441

∆ H=0.287315665ca l

Desde T=349 ° K a T=352 ° K :∆ H=0.017366198+0.000049480

∆ H=0.017415678ca l

Desde T=352 ° K a T=358 ° K :∆ H=0.034148600+0.000049480

∆ H=0.034198080ca l

Desde T=358 ° K a T=360 ° K :∆ H=0.011270206+0.000049480

∆ H=0.011319686 ca l

Desde T=360 ° K a T=363 ° K :∆ H=0.016765262+0.000049480

∆ H=0.016814742ca l

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5 Cálculo de ∆ S para cada etapa. Asuma que ∆ S en sus condiciones iniciales es cero.

De acuerdo a la definición de entropía, tenemos:

∆ S=∆ S°+∫(C v

T )dT

∆ S=0+∫(C v

T )dT

∆ S=C v lnT 2T 1

C v=4.9calmol .° K

Para: T=349 ° K

∆ S349° K=4.9 ln349300

∆ S349° K=0.74131829

Para: T=352 ° K

∆ S352°K=4.9 ln352300

∆ S352°K=0.78325863

Para: T=358 ° K

∆ S358° K=4.9 ln358300

∆ S358° K=0.86607751

Para: T=360 ° K

∆ S360° K=4.9 ln360300

∆ S360° K=0.89337563

Para: T=363 ° K

∆ S363° K=4.9 ln363300

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∆ S363° K=0.93403976

7.- Grafique los incrementos de S en el eje X y las temperaturas correspondientes en el eje Y,

enumere sus puntos a partir de sus condiciones iniciales. ¿Cómo varía ∆ S cuando aumenta T y

cómo aumenta P?

Sol.

0.7 0.75 0.8 0.85 0.9 0.95340

345

350

355

360

365

Variación de entropía(∆S)

Tem

pera

tura

(°K)

Grafica Nro. 2

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CONCLUSIONES

En la experiencia llegamos a la conclusión de que el volumen del agua tenía que aumentar, ya

que a medida que se calentaba el agua en la ampolla de nivel se formaba cada vez más vapor de

agua y este desplazaba al agua líquida que se encontraba en la manguera y por ende el nivel del

agua líquida que yacía en el tubo neumométrico subía en pocas palabras el volumen del agua

aumentaba y esto lo pudimos comprobar a medida que obteníamos los datos de los volúmenes.

Del gráfico n° 1 se llega a la conclusión que tanto la presión como el volumen dependen

inversamente.

En el gráfico n° 1 los puntos no forman una recta con exactitud por ende se concluye que hubo

una mínima fuga de vapor en el tubo neumométrico.

Por medio del gráfico n° 2 concluimos que a medida que aumenta la temperatura también

aumenta la entropía.

Los gases ejercen presión por que sus moléculas se mueven libremente y chocan con cualquier

superficie con la que hacen contacto. Las unidades de presión de los gases incluyen milímetros

de mercurio (mmHg), torr, pascales y atmósferas. Una atmoÓfera es igual a 760 mmHg, o 760

torr.

Las relaciones de presión-volumen de los gases ideales están gobernadas por la Ley de Boyle: el

volumen es inmensamente proporcional a la presión (a t y n constantes).

Las relaciones de temperatura-volumen de los gases se describen por la ley de Charles y Gay-

Lussac: el volumen es directamente proporcional a la temperatura (a P y n constantes).

El cero absoluto (-273.15ºC) es la menor temperatura teóricamente obtenible. La escala de

temperatura Kelvin toma como OºK el cero absoluto. En todos los cálculos de las leyes de los

gases, la temperatura se debe expresar en Kelvin.

Las relaciones de cantidad-volumen de los gases ideales son se describen por la ley de Avogadro:

volúmenes iguales de gases contienen igual número de moléculas (a la misma T y P).

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La ecuación del gas ideal, PV=nRT, combina las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Esta ecuación

describe el comportamiento del gas ideal.

La ley de Dalton de las presiones parciales establece que, en una mezcla de gases, cada gas

ejerce la misma presión que ejercería si estuviera solo y ocupa el mismo volumen.

La teoría cinética molecular, una forma matemática de describir el comportamiento de las

moléculas de los gases, se basa en las siguientes suposiciones; las moléculas de los gases están

separadas por distancias más grandes que las de sus propias dimensiones, poseen masa pero su

volumen es despreciable, están en continuo movimiento y con frecuencia chocan entre sí. Las

moléculas no se atraen ni se repelen entre sí.

La difusión de los gases demuestra el movimiento molecular aleatorio.

Gracias a estas leyes podemos llegar a obtener la ley de los gases ideales y podemos calcular el

estado de cualquier gas aunque con bajas temperaturas y altas presiones aunque hubiera

pequeños errores.

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RECOMENDACIONES

Hay que tener mucho cuidado con los materiales del laboratorio porque son muy frágiles y el

costo de estos es muy alto.

Tener la mayor precisión al calcular el volumen muerto.

Eliminar todas las burbujas de aire del tubo de goma para que no hayan errores en el cálculo de

la presión

BIBLIOGRAFÍA

http://www.textoscientificos.com/quimica/termodinamica

Kurt C. Rolle - Termodinámica

David W. Ball – Fisicoquímica

Gaston Pons Muzzo – Fisicoquímica

Gilbert W. Castellan – Fisicoquímica

Iran N. Levine quinta edición volumen 1 - Fisicoquímica