Termodinámica

Física Química del estado sólido. Ley Gay Lussac. Gases ideales. Proceso isobárico. Expansión isobárica reversible

  • Enviado por: Venom
  • Idioma: castellano
  • País: México México
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Practica No 4

Objetivos

  • aplicar la primera ley de la termodinámica en un proceso a presión constante y analizar los métodos de ajuste grafico y por regresión de mínimos cuadrados en una extrapolación a partir de datos experimentales .

  • Determinar el cambio de energía interna, cambio de entalpía calor y trabajo, involucrados al realizarse una expansión isobarica reversible, con un gas que tiene un comportamiento ideal así como estimación de cero absoluto en °C, numérica y gráficamente.

  • FUNDAMENTACION TEORICA

    Ley de Charles 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.

    Escalas de temperatura absoluta de gas ideal

    Temperatura, propiedad de los sistemas que determina si están en equilibrio térmico (véase Termodinámica). El concepto de temperatura se deriva de la idea de medir el calor o frialdad relativos y de la observación de que el suministro de calor a un cuerpo conlleva un aumento de su temperatura mientras no se produzca la fusión o ebullición. En el caso de dos cuerpos con temperaturas diferentes, el calor fluye del más caliente al más frío hasta que sus temperaturas sean idénticas y se alcance el equilibrio térmico (véase Transferencia de calor). Por tanto, los términos de temperatura y calor, aunque relacionados entre sí, se refieren a conceptos diferentes: la temperatura es una propiedad de un cuerpo y el calor es un flujo de energía entre dos cuerpos a diferentes temperaturas.


    Los cambios de temperatura tienen que medirse a partir de otros cambios en las propiedades de una sustancia. Por ejemplo, el termómetro de mercurio convencional mide la dilatación de una columna de mercurio en un capilar de vidrio, ya que el cambio de longitud de la columna está relacionado con el cambio de temperatura. Si se suministra calor a un gas ideal contenido en un recipiente de volumen constante, la presión aumenta, y el cambio de temperatura puede determinarse a partir del cambio en la presión según la ley de Gay-Lussac, siempre que la temperatura se exprese en la escala absoluta.

    Una de las primeras escalas de temperatura, todavía empleada en los países anglosajones, fue diseñada por el físico alemán Gabriel Daniel Fahrenheit. Según esta escala, a la presión atmosférica normal, el punto de solidificación del agua (y de fusión del hielo) es de 32 °F, y su punto de ebullición es de 212 °F. La escala centígrada o Celsius, ideada por el astrónomo sueco Anders Celsius y utilizada en casi todo el mundo, asigna un valor de 0 °C al punto de congelación del agua y de 100 °C a su punto de fusión. En ciencia, la escala más empleada es la escala absoluta o Kelvin, inventada por el matemático y físico británico William Thomson , lord Kelvin. En esta escala, el cero absoluto, que está situado en -273,15 °C, corresponde a 0 K, y una diferencia de un kelvin equivale a una diferencia de un grado en la escala centígrada.

    Procesos y ecuaciones de estado

    Un concepto esencial de la termodinámica es el de sistema macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. El estado de un sistema macroscópico se puede describir mediante propiedades medibles como la temperatura, la presión o el volumen, que se conocen como variables de estado. Es posible identificar y relacionar entre sí muchas otras variables termodinámicas (como la densidad, el calor específico, la compresibilidad o el coeficiente de dilatación), con lo que se obtiene una descripción más completa de un sistema y de su relación con el entorno. Todas estas variables se pueden clasificar en dos grandes grupos: las variables extensivas, que dependen de la cantidad de materia del sistema, y las variables intensivas, independientes de la cantidad de materia.

    Cuando un sistema macroscópico pasa de un estado de equilibrio a otro, se dice que tiene lugar un proceso termodinámico. Las leyes o principios de la termodinámica, descubiertos en el siglo XIX a través de meticulosos experimentos, determinan la naturaleza y los límites de todos los procesos termodinámicos.

    Primera ley de la termodinámica

    La primera ley de la termodinámica da una definición precisa del calor, otro concepto de uso corriente.

    Cuando un sistema se pone en contacto con otro más frío que él, tiene lugar un proceso de igualación de las temperaturas de ambos. Para explicar este fenómeno, los científicos del siglo XVIII conjeturaron que una sustancia que estaba presente en mayor cantidad en el cuerpo de mayor temperatura fluía hacia el cuerpo de menor temperatura. Según se creía, esta sustancia hipotética llamada “calórico” era un fluido capaz de atravesar los medios materiales. Por el contrario, el primer principio de la termodinámica identifica el calórico, o calor, como una forma de energía. Se puede convertir en trabajo mecánico y almacenarse, pero no es una sustancia material. Experimentalmente se demostró que el calor, que originalmente se medía en unidades llamadas calorías, y el trabajo o energía, medidos en julios, eran completamente equivalentes. Una caloría equivale a 4,186 julios.

    El primer principio es una ley de conservación de la energía. Afirma que, como la energía no puede crearse ni destruirse —dejando a un lado las posteriores ramificaciones de la equivalencia entre masa y energía (véase Energía nuclear)— la cantidad de energía transferida a un sistema en forma de calor más la cantidad de energía transferida en forma de trabajo sobre el sistema debe ser igual al aumento de la energía interna del sistema. El calor y el trabajo son mecanismos por los que los sistemas intercambian energía entre sí.

    En cualquier máquina, hace falta cierta cantidad de energía para producir trabajo; es imposible que una máquina realice trabajo sin necesidad de energía. Una máquina hipotética de estas características se denomina móvil perpetuo de primera especie. La ley de conservación de la energía descarta que se pueda inventar nunca una máquina así. A veces, el primer principio se enuncia como la imposibilidad de la existencia de un móvil perpetuo de primera especie.

    Proceso isobárico

    Evolución de un sistema termodinámico a presión constante. El agua que hierve en un recipiente abierto a la atmósfera es un ejemplo de proceso isobárico.

    Cuando un sistema termodinámico experimenta un proceso isobárico, pasando del estado definido por las variables p y V1, al estado definido por p y V2, el trabajo que se realiza viene dado por = p(V2 - V1). El trabajo realizado por el sistema es positivo cuando el incremento de volumen es positivo; se efectúa trabajo sobre el sistema termodinámico si el incremento de volumen es negativo.

    El calor producido o absorbido cuando un sistema termodinámico experimenta un proceso isobárico es igual a la variación de entalpía del proceso.

    DESARROLLO EXPERIMENTAL

    MATERIAL Y EQUIPO

    Vaso de precipitado de 2000 mL

    2 Pipetas graduadas

    1 Varilla de vidrio como agitador

    Mechero bunsen

    Tela de asbesto

    Tubo de Hule y plástico

    Sustancia de trabajo aire H2O

    DUBUJO DE EL MATERIAL EMPLEADO Termodinámica

    PROCEDIMIENTOS

    1.- Tomar la temperatura inicial de el sistema.

    2.- Nivelar las dos pipetas de el sistema.

    3.- Calentarel agua cada 3 °C, tomando en cuenta la temperatura inicial de el sistema.

    4.- Tomar la lectura de el volumen de la pipeta, cada 3 °C , Haciendo 8 calculos

    5.- Determinación de ðU, Q, W y ðH.

    TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES

    N

    T (°C)

    V Pipeta

    (m)

    1

    24

    0

    2

    27

    3.5

    3

    30

    7.0

    4

    33

    9.5

    5

    36

    11.9

    6

    39

    15

    7

    42

    17.9

    8

    45

    20.4

    CALCULOS

    TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

    SECUENCIA DE CALCULOS

    Calculo de el volumen para cada evento.

    V sistemático 3

    c m

    V sis. = V matraz + V pipeta

    Determinar el cero absoluto en ° C por mrdio de la ecuación.

    V sis = ao + a1 t

    N

    V sis

    T (°C)

    2

    T

    VT 3

    (cm ° C)

    1

    2

    3

    4

    5

    6

    7

    8

    Total

    Determinar el % E de la temperatura grafica y la temperatura con la ecuación.

    Calculo de el trabajo de el sistema

    Calcular el calor de el sistema

    Q sis = ðH. = n Cp ðð

    Cp = 29.099 J/ mol ° K

    ,n = PV/ RT (moles)

    Determinar ðU

    ðU = n Cv ðð Cv = 20.785 j/ mol K

    ðU = Q - W

    Tabla de resultados

    W ( J )

    Q (J )

    ðU ( J )

    ðH ( J )

    N ( mol )

    % E Tg

    % E Te

    ANÁLISIS DE RESULTADOS

    Para la determinación del volumen del sistema se tuvo que sumar el volumen del matraz, y las 8 mediciones del volumen de la pipeta, estos estavan en Ml pero automáticamente pasan a cm ya que 1 cm es = a un ml.

    La representación grafica de V - T nos sirvió para determinar el cero absoluto de los grados Celsius, también por el método de mínimos cuadrados, si hicieron las sumatorias del volumen de el sistema, de las lecturas de las temperaturas y de estas al cuadrado y la multiplicación de el volumen con la temperatura, para la obtención de ao y a1, para determinar por medio de una ecuación la Te, después se saco el % de error para Te y Tg, donde se obtuvo un % de error relativamente bajo para cada una.

    Se determino el trabajo por medio de ðV en donde los volúmenes se tuvieron que cambiar de unidades, la presión atmosférica se tuvo que convertir a pa, todo esto para que las unidades de medida de el trabajo quedaran en (J), donde el valor fue ( ) , después se determino el calor que era igual que ðH,

    CONCLUSIONES

    En esta practica se puede concluir que por medio de cálculos se determinaron los resultados de ðU, ðð, Q y W, donde fueron positivos , utilizando las formulas de la primera ley de la termodinámica y las constantes de Cp y Cv, que son capacidades caloríficas a presión constante y a volumen constante respectivamente.

    Se tuvo que determinar primero el volumen de el sistema, la presión de el sistema era igual que la presión atmosférica y solo se tuvieron que hacer una conversiones, para obtener nuestro trabajo en ( J ), el n se determino por medio de la formula de gas ideal, donde el volumen y la temperatura cambiaron de unidades.

    REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

    Resnik

    Pag. 425 - 510

    Editorial CECSA.

    Boikess et ali Chemical Principles.

    Harper srow, USA. 1988

    Pag. 345 - 249.

    Calculo de el volumen de el sistema para cada evento

    Representación grafica para el cero absoluto °C.

    Determinación de la temperatura por medio de la ecuación de mínimos cuadrados

    Comprobación del % de error

    Determinación de el trabajo de el sistema

    Determinar el calor de el sistema

    Determinación de ðU

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