FACULTAD CIENCIAS NATURALES Y

MATEMATICA

ESCUELA PROFESIONAL DE QUIMICA

CURSO: LABORATORIO FISICOQUIMICA I

PROFESOR: DANILO CHAVEZ

ALUMNA: KIOMI ESTEFANI MANTARI SOTO

2014

2

INDICE

Introducción…………………………………………………………. 3

PRACTICA Nº 1:

Ley de charles y gay Lussac……….………………………… 4

PRACTICA Nº 2:

Cálculo de energía de red cristalina………..………………..14

PRACTICA Nº 3:

Determinación de la constante adiabática…….………………………… 4

3

PRACTICA Nº1

Ley de charles y gay Lussac

4

Objetivos

Comprobar las variaciones de presión, volumen y temperatura de un sistema gaseoso a masa constante, a través del registro de datos experimentales.

Marco teórico

Los estudios de Robert Boyle sobre presión y volumen de los gases,

demostraron que al calentar una muestra de gas se producía algún cambio de volumen, pero no llevó hasta el final estas observaciones.

Charles en 1787 observó que el hidrógeno, aire, dióxido de carbono y oxígeno se expandían en igual proporción al calentarlos desde 0 °C a 80

°C, manteniendo la presión constante. Sin embargo, fue Gay-Lussac el primero que, en 1802, encontró que todos los gases aumentaban igual volumen por cada grado de elevación de temperatura y que el incremento

era aproximadamente 1/273.3.15 el volumen del gas a 0 °C. Si se designa por Vo al volumen del gas a 0 °C y por V su volumen a T °C, entonces de

acuerdo a lo anterior:

Ahora se puede definir una nueva escala de temperatura tal que para una t

dada corresponda otra establecida por la relación T = 273.15 + T y 0 °C por To = 273.15, con lo cual la ecuación anterior toma una forma simple:

En general:

5

La ecuación anterior dice que el volumen de una cantidad definida de gas a

presión constante es directamente proporcional a la temperatura, es decir: V = K2T

Donde K2 es un factor de proporcionalidad determinado por la presión del gas y las unidades de V.

Como para una cantidad dada de gas, K2 tendrá diferentes valores a distintas presiones, se obtiene una serie de líneas rectas para cada presión

constante y cada una de ellas es una isobara, verificándose que su pendiente es mayor cuando menor es la presión.

De acuerdo a la figura 3.1, conforme se va elevando la temperatura del un gas, este tiende a dilatarse, pero si se mantiene el volumen constante, lo que aumenta es la

presión, De aquí se deduce que la presión y volumen de un gas son directamente proporcionales a la temperatura aplicada sobre él.

6

Procedimiento experimental

Al iniciar la practica tomamos

los datos iniciales, tales como:

temperatura ambiental, altura inicial y

volumen inicial

.

Aumentamos la temperatura con hielo

incorporado en una caja herméticamente hasta una temperatura hasta el punto de ebullición 6 0 Cº

Luego medimos la altura cada ves que el

termómetro disminuye hasta que este

mismo llegué a 35

Luego de tomados los datos, procedemos a

calcular los volúmenes respectivos y realizamos un gráfico Volumen vs

Temperatura.

7

El resultado de esta gráfica es una línea recta debido a que el Volumen es

directamente proporcional a la Temperatura.

Después de realizar la gráfica, procedemos a hallar la pendiente m de la

recta, y el intercepto para interpretarl

Calculos y resultados

Porcentaje de error:

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|21.84 − 22.8|

22.8× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟒. 𝟐 %

8

T°C V(ml)

100 100 95 98.7

90 97.3 85 95.9

Extrapolando:

98.7

97.3

95.9

94.6

y = 0.274x + 72.65R² = 0.9997

94

94.5

95

95.5

96

96.5

97

97.5

98

98.5

99

75 80 85 90 95 100

Series1

Linear (Series1)

9

Experimento N°2

10098.797.395.994.6y = 0.272x + 72.82

R² = 0.9998

-20

0

20

40

60

80

100

120

-300 -200 -100 0 100 200

Series1

Linear (Series1)

95

93.7

92.4

91.1

89.8

y = 0.26x + 70.3R² = 1

89

90

91

92

93

94

95

96

0 20 40 60 80 100

Series1

Linear (Series1)

T°C V(ml) 95 95

90 93.7

85 92.4

80 91.1

75 89.8

10

Extrapolando:

Experimento N°3

Extrapolando:

9593.792.491.189.8 y = 0.26x + 70.3R² = 1

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

-300 -200 -100 0 100 200

Series1

Linear (Series1)

90

87.6

85

82.5

80

y = 0.248x + 67.683R² = 1

78

80

82

84

86

88

90

92

0 20 40 60 80 100

Series1

Linear (Series1)

T°C V(ml) 90 90

80.3 87.6

69.8 85

59.7 82.5

49.7 80

11

Observación y discusión

Un mol de cualquier elemento o compuesto en forma de gas ocupa un volumen molar; esto es

22,4 litros, a presión y temperatura normales (1 atmósfera y 0º C).

Y consta de el Número de Avogadro moléculas o átomos..

Conclusiones

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

con cualquier superficie con la que hacen contacto. Las relaciones de presión-

volumen de los gases ideales estan gobernadas por la Ley de Boyle: el volumen

es inmensamente proporcional a la presión

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

ley de Abogador: volúmenes iguales de gases contienen igual numero de

moléculas (a la misma T y P).

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

Abogador. Esta ecuación describe el comportamiento del gas ideal.

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 propios dimensiones, poseen masa pero su volumen es

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

La difusión de los gases demuestra el movimiento molecular aleatorio.

9087.68582.580

y = 0.248x + 67.683R² = 1

-10

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

-300 -250 -200 -150 -100 -50 0 50 100 150

Series1

Linear (Series1)

Linear (Series1)

Linear (Series1)

12

Bibliografía

- I. LEVINE. Fisicoquímica. 4a Edición. Edit. McGraw-Hill. España (1997).

- H.D.CROCKFORD, S.B. KNIGHT. Fundamentos de Fisicoquímica, Cap. III, Compañía Editorial

Continental, S.A., 4ta. edición, México (1971).

- F. DANIELS, R.A. ALBERTY. Fisicoquímica, Cap. 6, Compañía editorial continental, S.A., Novena

Edición, México (1969).

PRACTICA Nº 2

ENERGIA DE RED CRISTALINA

(KF)

13

Objetivos

Determina teóricamente la energía de red cristalina por medio de cinco métodos

diferentes y comparar cual se acerca más al valor experimental (ciclo de Born-

Haber).

Uso de programación para calcular la energía de red cristalina usando los cinco

métodos.

Marco teórico

Energía reticular o energía de red cristalina o energía de cohesión

Cristal de cloruro de sodio (NaCl).

Es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular presenta dimensiones de

energía/mol y las mismas unidades que la entalpía estándar ( ), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol.

No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse, mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes en la Ley de Coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente a través de ciclos termodinámicos.

Ecuacion de Born-Lande

En un sólido idealmente iónico, los electrones se encuentran completamente localizados en los iones correspondientes y sujetos sólo a la influencia de sus núcleos respectivos. No existe deslocalización de electrones como en el caso de los sólidos metálicos ni compartición de los mismos como en los sólidos covalentes. Como consecuencia de esta estricta localización de los electrones, los sólidos iónicos no conducen la corriente eléctrica, por lo que son aislantes.

La ecuación que resulta de aplicar dicho modelo resulta ser:

14

Donde es el número de Avogadro, la constante de Madelung, que varía

dependiendo de la estructura del compuesto iónico, la carga del catión y la

carga del anión, la carga del electrón, la permitividad del vacío, la distancia entre el anión y el catión y los exponentes de Born.

Ecuación de Kapustinskii

Calcula la energía de red cristalina UL para un cristal iónico, que es experimentalmente difícil de determinar. Su nombre se debe a Anatoli Kapustinskii, quien publicó la fórmula en 1956.

donde K = 1.2025×10−4 J·m·mol−1

d = 3.45×10−11 m

ν es el número de iones en la fórmula empírica,

z+ y z− son los números de carga elemental en el catión y el anión,

respectivamente, y

r+ y r− son el radio del catión y el anión, respectivamente.

Ecuación de Born-Mayer

Al tener en cuenta las repulsiones coulombianas y las interacciones electrostáticas, se

obtiene la ecuación de Born-Mayer para la energía reticular de un sólido iónico:

La energía reticular UR es función de la distancia interiónica dCA,por tanto, el valor

mínimo de UR se obtiene resolviendo la ecuación:

15

En esta última expresión puede despejarse C' y sustituirla en la ecuación de Born-Mayer

mostrada, con lo que se obtiene la ecuación de Born-Mayer en su forma más habitual:

Ciclo de Born-Haber

Ciclo de Born–Haber para el NaCl.

La energía de red también se puede determinar experimentalmente de un modo indirecto aplicando la ley de Hess, que es un caso particular del primer principio de la termodinámica. En este caso se usa el llamado ciclo de Born-Haber que consiste en evaluar un ciclo termodinámico que es el resultado de considerar, o bien la energía puesta en juego en la formación del compuesto iónico sólido por un camino directo, es decir, a partir de los elementos que forman el compuesto en su estado estándar, o bien la energía transferida en la formación de dicho compuesto a partir de sus elementos en estado estándar pero a través de un camino indirecto que comprende varias etapas:

1. Proceso de formación de átomos en estado gaseoso a partir de los elementos en su estado estándar. En esta etapa generalmente habrá que tener en cuenta energías asociadas a la sublimación, vaporización o disociación de los elementos que formarán el compuesto iónico, y que dependerá del estado de agregación en el que estos se encuentren.

2. Formación de los iones estables, que se encuentran en el retículo iónico, a partir de los elementos en estado gaseoso. Están implicadas la energía de ionización y la afinidad electrónica de dichos elementos.

3. Formación de la red cristalina a partir de los iones estables gaseosos. Es una energía desprendida cuando se forma un compuesto iónico a partir de un metal y un no metal.

Datos y cálculos

16

Método de Born-Lande

𝑈𝑜 =𝐴𝑁𝑍+𝑍−𝑒2

4𝜋𝜀0𝑟𝑜

(1 −1

𝑛)

Los datos son:

𝑟𝑜 = 𝑟𝑎𝑛𝑖ó𝑛 + 𝑟𝑐𝑎𝑡𝑖ó𝑛 = 74 𝑝𝑚 + 170 𝑝𝑚 = 244 𝑝𝑚 = 244 × 10−12 𝑚

𝑒 = 1.60218 × 10−19𝐶

𝐴 = 1.64132

𝑁 = 6.022 × 1023 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1

𝐾+230 → 𝑡𝑖𝑒𝑛𝑒 28 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 → 𝑛𝑍𝑛+2 = 9

𝐹−216 → 𝑡𝑖𝑒𝑛𝑒 28 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 → 𝑛𝑆−2 = 9

𝑛𝑍𝑛𝑆 =9 + 9

2= 9

𝜀0 = 8.854188 × 10−12𝐶2𝐽−1𝑚−1

𝑍+ = 2

𝑍− = −2

Reemplazando en la ecuacion:

𝑈𝑜 =(1.64132)(6.022 × 1023𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1)(2)(−2)(1.60218 × 10−19𝐶)2

(4𝜋)(8.854188 × 10−12𝐶2𝐽−1𝑚−1)(244 × 10−12𝑚)(1 −

1

9)

𝑈𝑜 = −3322.888 × 103𝐽 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1

𝑼𝑲𝑭𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 = −𝟑𝟑𝟐𝟐. 𝟖𝟖𝟖 𝒌𝑱 𝒑𝒂𝒓𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒎𝒐𝒍−𝟏

𝑈𝐾𝐹𝑡𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠 = −3327 𝑘𝐽 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|3322.9 − 3327|

3327× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟐. 𝟏𝟐𝟔 %

17

Método de Kapunstinki

𝑈𝑜 =𝑛𝑍 +𝑍−𝐾

𝑟𝑜

(1 −𝑑∗

𝑟𝑜

)

Los datos son:

𝑟𝑜 = 2.44 �̇�

𝐾 = 1.21 × 106 𝐽�̇�𝑚𝑜𝑙−1

𝑛 = 2

𝑑∗ = 0.345 �̇�

𝑍+ = 2

𝑍− = −2

Reemplazando en la ecuacion:

𝑈𝑜 =(2)(2)(−2)(1.21 × 106 𝐽�̇�𝑚𝑜𝑙−1)

2.44 �̇�(1 −

0.345 �̇�

2.44 �̇�)

𝑈𝑍𝑛𝑆𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = −3406.275 × 103 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

𝑼𝒁𝒏𝑺𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 = −𝟑𝟒𝟎𝟔.𝟐𝟕𝟓 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏

𝑈𝑍𝑛𝑆𝑡𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠 = −3398 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|3398 − 3406.275|

3398× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟎. 𝟐𝟒𝟒 %

18

Método de Born-Mayer

𝑈𝑜 =𝑁𝑍 +𝑍−𝑒2𝐴

4𝜋𝜀0𝑟𝑜

(1 −𝑑∗

𝑟𝑜

)

Los datos son:

𝑟𝑜 = 2.44 × 10−10 𝑚

𝑁 = 6.022 × 1023 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1

𝑒 = 1.60218 × 10−19𝐶

𝐴 = 1.64132

𝜀0 = 8.854188 × 10−12𝐶2𝐽−1𝑚−1

𝑑∗ = 0.345 × 10−10 𝑚

𝑍+ = 2

𝑍− = −2

Reemplazando en la ecuacion:

𝑈𝑜 =(6.022 × 1023 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1)(2)(−2)(1.60218 × 10−19𝐶)2(1.64132)

(4𝜋)(8.854188 × 10−12𝐶2𝐽 −1𝑚−1)(2.44 × 10−10 𝑚)(1 −

0.345 × 10−10 𝑚

2.44 × 10−10 𝑚)

𝑈𝐾𝐹𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 = −3209.2842 × 103 𝐽 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙−1

𝑼𝑲𝑭𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 = −𝟑𝟐𝟎𝟗.𝟐𝟖𝟒𝟐 𝒌𝑱 𝒑𝒂𝒓𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒎𝒐𝒍−𝟏

19

Método del ciclo de Born-Haber

∆𝐻𝑍𝑛𝑆 = ∆𝐻𝑠𝑢𝑏(𝑆) + 𝐴𝐸𝑆1 + 𝐴𝐸𝑆

2 + ∆𝐻𝑠𝑢𝑏 (𝑍𝑛) + 𝐸𝐼𝑍𝑛1 + 𝐸𝐼𝑍𝑛

2 + 𝑈𝑜

Los datos son:

∆𝐻𝐾𝐹 = −206 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

∆𝐻𝑠𝑢𝑏(𝐾) = 278.8 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

𝐴𝐸𝐾1 = 200.42 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

𝐴𝐸𝑆2 = −456 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

∆𝐻𝑠𝑢𝑏(𝐾𝐹) = 130.8 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

𝐸𝐼𝐹1 = 912 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

𝐸𝐼𝐹2 = 1733.3 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

Reemplazando en la ecuacion:

−206 = 278.8 + 200.42 − 456 + 912 + 1733.3 + 𝑈𝑜

𝑼𝑲𝑭𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 = −𝟑𝟎𝟎𝟔.𝟑𝟐 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏

𝑈𝐾𝐹𝑡𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠 = −3010.2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|3010.2 − 3006.32|

3010.2× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟎. 𝟏𝟑𝟗 %

20

PRACTICA Nº 5

Determinación de la constante adiabática

21

Objetivos

Observar el efecto térmico de expansión adiabática de los gases. Determinar las

constante adiabática del aire de forma experimental haciendo uso del método

Clément-Desormes

Marco teórico

Coeficiente de dilatación adiabática

Es la razón entre la capacidad calorífica a presión constante ( ) y la capacidad

calorífica a volumen constante( ). A veces es también conocida como factor de expansión isentrópica y razón de calor específico, y se denota con la expresión (gamma) o incluso (kappa). El símbolo empleado como kappa es el que aparece más frecuentemente en los libros de ingeniería química antiguos y es por esta razón por la que se deduce que originariamente se empleaba este.

donde el valor de es el capacidad calorífica o capacidad calorífica específica de un gas, los sufijos y se refieren a las condiciones de presión constante y de volumen constante respectivamente.

Relaciones con un gas ideal

Para un gas ideal la capacidad calorífica es constante con la temperatura. De

acuerdo con esta afirmación la entalpía puede expresarse como y la

energía interna como . Por lo tanto, se puede decir que el coeficiente de dilatación adiabática es la razón entre la entalpía y la energía interna:

De la misma forma, las capacidades caloríficas pueden ser expresadas en términos del ratio ( ) y la constante de gas ( ):

Es difícil encontrar tabulada información sobre , y es frecuente encontrar, sin

embargo, más fácilmente información tabular sobre . La siguiente relación se

puede emplear para determinar :

22

Procedimiento

Armamos el sistema con un botón que servirá como sustituto del cilindro donde se

calentara el aire, que en su pico, utilizamos un tapón de jebe con agujeros, que se

conectaran con mangueras, una a la válvula de presión, otra manguera al tubo

lleno de mercurio.

Utilizamos un papel milimetrado para medir el nivel, lo cual al hacer uno de

presiones, este mercurio adentro del tubo, cambiara de alturas, la cual nosotros

tomamos los datos correspondientes para los cálculos.

23

Y así continuamente seguiremos

utilizando la jeringa de vidrio para

producir presión al sistema, de los

cual hicimos 3 pruebas diferentes:

24

Resultados

Hallamos la 𝑃1 (compresión del gas)

H1 (cm) H2 (cm) ∆H=P1 18.9 8.9 10

18.6 8.4 10.2 19.1 9 10.1

Hallamos la 𝑃2 (expansión del gas)

H1 (cm) H2 (cm) ∆H=P2 14.2 12.1 2.2

14.4 12.4 2.5 13.7 11.9 2.4

Se sabe que 𝜌𝐻𝑔 = 13.56 𝑔 𝑐𝑚−3

𝑃0 = 76 𝑐𝑚𝐻𝑔

- Hallamos 𝑃1

𝑃1 = 𝜌𝐻𝑔 𝑃0 + ∆𝐻1

𝑃1 = 13.56 × 76 + 10

𝑃1 = 1040.56

𝑃1 = 13.56 × 76 + 10.2

𝑃1 = 1040.76

𝑃1 = 13.56 × 76 + 10.1

𝑃1 = 1040.66

- Hallamos 𝑃2

𝑃2 = 𝜌𝐻𝑔 𝑃0 + ∆𝐻2

𝑃2 = 13.56 × 76 + 2.2

25

𝑃2 = 1032.76

𝑃2 = 13.56 × 76 + 2.5

𝑃2 = 1033.06

𝑃2 = 13.56 × 76 + 2.4

𝑃2 = 1032.96

Cálculos de la constante adiabática

𝑃0 = 1030.56 𝑐𝑚𝐻𝑔

𝛾 =𝐿𝑜𝑔𝑃1 − 𝐿𝑜𝑔𝑃0

𝐿𝑜𝑔𝑃1 − 𝐿𝑜𝑔𝑃2

𝛾 =𝐿𝑜𝑔1040.56 − 𝐿𝑜𝑔1030.56

𝐿𝑜𝑔1040.56 − 𝐿𝑜𝑔1032.76= 1.28

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|1.28 − 1.4|

1.4× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟖. 𝟓 %

𝛾 =𝐿𝑜𝑔1040.76 − 𝐿𝑜𝑔1030.56

𝐿𝑜𝑔1040.76 − 𝐿𝑜𝑔1033.06= 1.32

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|1.32 − 1.4|

1.4× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟓. 𝟕𝟏 %

𝛾 =𝐿𝑜𝑔1040.66 − 𝐿𝑜𝑔1030.56

𝐿𝑜𝑔1040.66 − 𝐿𝑜𝑔1032.96= 1.31

26

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 =|1.31 − 1.4|

1.4× 100%

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟔. 𝟒𝟐 %

Observaciones y discusión

Cuando armamos el sistema para realizar el experimento, utilizamos el mercurio,

el cual se derrama un poco en la mesa, debe de manejar con cuidado debido a que

es muy toxico y peligroso en contacto directo.

Al utilizar la presión de la jeringa, es necesaria observar de que el sistema no tenga

ninguna fuga de aire, ya que esto influirá en un grave error, que podría variar la

constante adiabática que se quiere obtener experimentalmente.

Se debe esperar por cada prueba 10 minutos, no tratar de acelerar el proceso, pues

causaría error en los cálculos.

Conclusiones

Concluimos que al realizar el experimento que es mediante presiones, lo cual hará

que el mercurio asciende o baje de su nivel, lo cual nos indicara la constante

aproximada que se estima obtener de una manera más práctica.

Para hallar la constante adiabático, no solo se puede obtener mediante el uso del

aire, sino también mediante otro tipo de gases, un ejemplo seria, el CO2 y Ar. Pero

que utiliza otros procesos.

Concluimos que no se pudo. Llegar a encontrar la constante adiabática exacta,

debido a que influye otros factores externos, solo se tuvo un aproximado

Anexos

27

Gancho de mor y mangueras que se emplearon en el montaje

Montaje que se uso para hallar la constante adiabática

Bibliografía

- P.W. ATKINS. Fisicoquímica. 3a Edición. Addison-Wesley Iberoamericana, S.A. EUA (1991)

- F. DANTIELS, R.A. ALBERTY. Fisicoquímica. Cap. 9, Editorial C.E.C.S.A., 2da. Edición, New York,

(1961)

- G.W. CASTELLAN. Fisicoquímica. Editorial Fondo Educativo Interamericano. Bogotá (1975)