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PRIMER LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Y OPERACIONES UNITARIAS
“ESTUDIO DE LOS GASES IDEALES Y REALES” INTEGRANTES
MIRANDA RODRIGUEZ JOHANN RONALD MORENO VILLARREAL ROSA PAMELA MOLINA VEGA EDUARDO TOMAS
NUÑEZ HUANCA KEVIN EMERSON NINA ATAHUALPA ALEXIS JUAN
PROFESOR: ING. HERNAN PARRA OSORIO CODIGO DEL CURSO: TP-203U FECHA DE ENTREGA: 18/09/15
Informe N°1
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A) OBJETIVOS Estudiar los gases reales e ideales, en dos procesos: isotérmico y isócoro, utilizando para la experiencia las aproximaciones de los gases reales a los ideales en condiciones de baja presión. Verificar las leyes teóricas que justifican el comportamiento de los gases reales, y comparar los resultados con los que se espera encontrar en condiciones ideales. Realizar los gráficos para cada proceso y comparar con la Ley de Boyle El estudio que haremos se basará en el gas de la atmósfera y vapor de agua.
B) FUNDAMENTO TEORICO El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias
mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o número de moles (n). Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:
Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
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Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.
VARIABLES DE ESTADO DE LOS GASES 1. Presión Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza está relacionada con la cantidad
de colisiones promedio de las moléculas gaseosas contra la pared del recipiente. Otras unidades usadas para la presión: gramos fuerza / cm2, libras / pulgadas2.
La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire
que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.
2. Cantidad o número de moles
La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el
número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso
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molecular.
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3.
Volumen
El volumen es
una magnitud escalar definida
como
FIIS - UNI la
extensión
en tres
dimensiones de una región del espacio, en otras palabras es el espacio ocupado por un cuerpo. Algunas unidades de volumen son:
En el SI:
4. Temperatura absoluta
Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que
podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en
contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas.
A
mayor
energía
cinética
mayor
temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
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LEYES GENERALES DE LOS GASES IDEALES Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables P (presión), V (volumen) y T (temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio.
Estas variables no son independientes entre sí, sino que cada una de ellas es siempre función de las otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las condiciones siguientes: o
Que el volumen de sus partículas sea nulo.
o
Que no existan fuerzas atractivas entre ellas.
o
Que obedece ciertas leyes que las nombraremos a continuación.
LEY DE BOYLE – MARIOTTE
Experiencia de Boyle El estudio de los gases, y en particular del aire, atrajo la atención de los físicos del siglo XVII y más concretamente la del irlandés Robert Boyle (1627-1691). Las experiencias que le permitieron establecer su conocida ley consistieron, básicamente, en añadir mercurio a un tubo acodado suficientemente largo abierto
por un extremo y provisto de una llave en el otro. Con la llave abierta vertía mercurio Informe N°1
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y su nivel en las dos ramas del tubo se igualaba (principio de los vasos comunicantes). A continuación cerraba la llave y añadía sucesivamente cantidades de mercurio iguales, con lo cual, la presión a la que estaba sometido el gas encerrado en el otro extremo del tubo, aumentaba en igual proporción.
Mediante sucesivas medidas de la distancia entre los dos niveles alcanzados por el mercurio en ambas ramas del tubo, observó que la disminución del volumen del gas
guardaba cierta relación con el aumento de presión. Si doblaba el peso de mercurio, el volumen se reducía a la mitad, si lo triplicaba se reducía a la tercera parte y así
sucesivamente. Un análisis cuidadoso de tales resultados experimentales le permitió, finalmente, enunciar su ley.
Postulado de Boyle:
“Para cualquier gas a temperatura constante, el volumen de una determinada masa de gas, varía inversamente con la presión ejercida sobre él” ⁄
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Ley de Charles, Gay – Lussac
La Ley de Charles y Gay-Lussac, o simplemente Ley de Charles, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal,
mantenido
a
una
proporcionalidad directa.
presión
constante,
mediante
una
constante
de
En esta ley, Jacques Charles
dice que para una cierta cantidad de gas a una presión
constante,
al
aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y
al disminuir la temperatura el
volumen
del
gas
disminuye. Esto se debe a que
la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.
La ley fue publicada primero por Gay Lussac en 1875, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que
la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Amontons en 1702.
Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente proporcionales en la llamada "La segunda ley de Gay-Lussac".
Postulado
Este proceso es también conocido como isométrico, o izo volumétrico, pues es el proceso
termodinámico
donde
el volumen,
en
todo
momento,
permanece constante, ΔV=0, por lo cual no se realiza un trabajo presión-volumen, pues se define a dicho proceso como:
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En donde:
Si aplicamos la primera ley de la termodinámica, o principio de conservación de la energía, que dice que todo sistema termodinámico que se encuentra en estado de equilibrio, posee una variable de estado, denominada energía interna (U), podemos deducir que Q (variación de energía o calor del sistema, medido en Kcal) para un proceso isocórico es:
Lo que refleja que todo el calor que se le transfiere al sistema, queda en el sistema en forma de su energía interna, U. Si el gas permanece constante, el aumento de energía hará que aumente también la temperatura, por lo que:
En donde C.V se refiere al calor específico molar a volumen constante.
En una gráfica, donde representemos presión frente al volumen (P-V), en el proceso isocórico será una línea vertical.
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C) DESCRIPCIÓN DE LOS EXPERIMENTOS EXPERIMENTO 1: PROCESO ISOTÉRMICO
1. MATERIALES Y EQUIPO Bureta de gases o Tubo neumático. Pera o Ampolla de nivel. Soporte universal. Tapón de goma para bureta de gases. Una regla.
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2. DESCRIPCCION DE LOS PROCESOS: “PROCESO ISOTERMICO”
1
1
Dejar 30 ml de aire en la bureta
2
Cerrar la manguera con la pinza
2
Ajustar adecuadamente el tapón en la bureta
3
Repetir para los demás niveles: -60, -50, -40, 30,…, +30, +40, +50, +60.
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Armar el equipo adecuadamente
Enrasar los niveles de agua de la pera y de la bureta con un error menor a 0.1
3
Apuntar la altura de referencia
4
Alzar la pera de nivel
5
Anotar la altura y volumen respectivo
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3. DATOS EXPERIMENTALES
<> 9.3cm
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Diferencia de altura(cm) +10 +20 +30 +40 +50 +60 -10 -20 -30 -40 -50 -60
Var. Volumen (ml)
Volumen(ml)
Presión(atm)
0.1 ml 0.2 ml 0.3 ml 0.5 ml 0.65 ml 0.9 ml 0.1 ml 0.3 ml 0.45 ml 0.7 ml 0.9 ml 1.10 ml
16,55 16,45 16,35 16,15 16 15,75 16,75 16,95 17,1 17,35 17,55 17,75
1,0098 1,0184 1,0294 1,0392 1,049 1,0588 0,9902 0,9804 0,9706 0,9608 0,951 0,9412
Hallamos las diferencias de nivel entre el nivel de agua de la pera como de la bureta
Dónde:
ΔH: Variación de longitud entre el nivel de ras final de la bureta y el nivel de ras de agua de la pera de nivel Δh1: Variación de longitud entre el nivel de ras de equilibrio de la bureta y el nivel de ras de agua de la pera de nivel Δh2: Variación del longitud entre el nivel de ras de equilibrio de la bureta y el ras final de la bureta
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4. CÁLCULOS Y RESULTADOS:
Para hallar el volumen muerto nos valimos de una relación que es: 10 ml eq. A 13.2cm Esta equivalencia será útil para hallar el volumen del gas dentro de la bureta, así como la presión en ella.
Entonces para el :
16,55 ml
16,45ml
16,35 ml
16,15 ml
16,00ml
15,75 ml
16,75ml
16,95ml
17,10ml
17,35ml
17,55ml
17,75ml
16,65 ml
Hallando las presiones.
Hacia arriba:
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Hacia abajo:
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GRAFICA DE LA PRESION Vs VOLUMEN 1.08 1.06
Presion(atm)
1.04 1.02 1 0.98 y = 19,413x-1, R² = 0,989
0.96 0.94 0.92 15.5
16
16.5
17
17.5
18
Volumen(ml)
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1. Con vierta las presiones manométricas de columna de agua a columna de mercurio (torr). Hallamos la presión hidrostática del agua:
Dónde:
P = Presión hidrostática
g = gravedad (9,8 m / s2)
∆h = Diferencia de alturas entre las superficies de los líquidos = 1000 Kg / m 3
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
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Diferencia de altura(cm) +60 +50 +40 +30 +20 +10 0 -10 -20 -30 -40 -50 -60
Presión Manométrica (atm) 0,0588 0,049 0,0392 0,0294 0,0196 0,0098 0 0,0098 0,0196 0,0294 0,0392 0,049 0,0588
Presión Manométrica (Torr) 44.11 36.76 29.41 22.06 14.70 7.35 0 7.35 14.70 22.06 29.41 36.76 44.11
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2. Exprese las presiones en presiones absolutas (torr): Dónde:
Diferencia de altura(cm)
Manométrica (Torr)
Absoluta(Torr)
+60
44.11
794.21
+40
29.41
779.51
+30
22.06
772.16
+10
7.35
757.45
+50
+20
36.76
14.70
786.86
764.8
Dónde:
Diferencia de altura(cm)
Manométrica (Torr)
Absoluta(Torr)
-10
7.35
742.75
-20
14.70
735.4
-30
22.06
728.04
-50
36.76
713.34
-40 -60
29.41 44.11
720.69 705.99
3. Exprese las presiones del gas seco (Torr.), calculada, restando de la anterior, la presión de vapor de agua. Indicar la fuente de información. Considerando humedad relativa de 100% y temperatura del laboratorio 20°C de la siguiente tabla1 se obtiene el siguiente dato
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Sabemos:
Hacia arriba
Diferencia de altura(cm)
P absoluta(Torr)
PGAS SECO(Torr)
+60 +50 +40 +30 +20 +10
794.21 786.86 779.51 772.16 764.8 757.45
775.57 768.22 760.87 753.52 746.16 738.81
Despejando
se obtiene
Hacia abajo Diferencia de altura(cm) -10 -20 -30 -40 -50 -60
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P absoluta(Torr) 742.75 735.4 728.04 720.69 713.34 705.99
PGAS SECO(Torr) 724.11 716.76 709.40 702.05 694.70 687.35
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4. Exprese el volumen del gas seco (ml), que es igual al volumen del gas húmedo. Para arriba Diferencia de altura(cm)
Volumen de Gas Seco (ml)
Volumen de Gas Húmedo(ml)
+60 +50
15,75 16
15,75 16
+40 +30 +20
16,15 16,35 16,45
16,15 16,35 16,45
+10
16,55
16,55
Cuando H=0:
VGS= 6.36 ml
Para abajo Diferencia de altura(cm)
Volumen de Gas Seco (ml)
Volumen de Gas Húmedo(ml)
-10 -20 -30 -40 -50 -60
16,75 16,95 17,1 17,35 17,55 17,75
16,75 16,95 17,1 17,35 17,55 17,75
5. Calcule los valores del producto PV para el gas seco (ml. Torr) y las desviaciones porcentuales respecto a la media. La desviación porcentual respecto a la media la calculamos a partir:
PV (Prom.)= 12528.27 ml.Torr
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Diferencia de altura(cm)
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PV(Torr.ml)
Desviación
1
+60
12508.81
-0.15533
2
+50
12589.76
0.49083
3
+40
12589.09
0.48545
4
+30
12624.82
0.77064
5
+20
12580.96
0.42059
6
+10
12535.80
0.06010
7
0
12441.06
-0.69607
8
-10
12465.03
-0.50476
9
-20
12449.48
-0.62885
10
-30
12503.97
-0.19393
11
-40
12519.12
-0.07304
12
-50
12531.32
0.02438
13
-60
12508.81
-0.15533
6. Calcular el valor de Z para cada caso y las desviaciones con respecto a la unidad.
̅
⁄
W aire = 0.0013 g / cm3 x 16.644 cm3 = 0.0216gr #moles = W aire / M molar 0.000748 ̅
̅
9.526x 10-3
Diferencia de Informe N°1
VOLUMEN(ml)
PV(Torr.ml)
Z
Desviación (%) Página 19
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altura(cm) +60 +50 +40 +30 +20 +10 -10 -20 -30 -40 -50 -60
15,75 16 16,15 16,35 16,45 16,55 16,75 16,95 17,1 17,35 17,55 17,75
12508.81 12589.76 12589.09 12624.82 12580.96 12535.80 12441.06 12465.03 12449.48 12503.97 12519.12 12531.32
0.75029 0.75514 0.75510 0.75724 0.75461 0.75191 0.74622 0.74766 0.74673 0.75000 0.75090 0.75164
33.2825 32.4255 32.4325 32.0577 32.5181 32.9955 34.0083 33.7506 33.9177 33.3341 33.1727 33.0431
7. Haga un gráfico (P vs. V) mostrando con una X los puntos experimentales de la curva. Haga un comentario de la gráfica obtenida y su relación con la ley de Boyle.
Graficando Presión vs. Volumen (Grafico 1) 1.08 1.06 1.04
Presion(atm)
8.
1.02 1 0.98 y = 19,413x-1, R² = 0,989
0.96 0.94 0.92 15.5
16
16.5
17
17.5
18
Volumen(ml)
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Según los resultados obtenidos del experimento 1 podemos notar como es que el gas utilizado llega a acercarse a poseer un comportamiento ideal, pues a medida que va aumentando el volumen, la presión de dicho gas va disminuyendo y viceversa, entonces el gas en estudio cumple con la ley de Boyle, pese a que el gas es real (aire).
8. Haga un gráfico PV vs P y señale la curva para la media. PV(Torr.ml)
P
12508.81
794.21
12589.76
786.86
12589.09
779.51
12624.82
772.16
12580.96
764.8
12535.8
757.45
12441.06
742.74
12465.03
735.4
12449.48
728.03
12503.97
720.68
12519.12
713.34
12531.32
705.98
PV Vs P 800 790 780 770 760 750 740 730 720 710 700 12400
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12450
12500
12550
12600
12650
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9. Haga un gráfico Z vs P y señale la curva de la idealidad. P
Z
794.21 786.86 779.51 772.16 764.8 757.45 742.74 735.4 728.03 720.68 713.34 705.98
0.75029 0.75514 0.7551 0.75724 0.75461 0.75191 0.74622 0.74766 0.74673 0.75 0.7509 0.75164
Z 0.758 0.756 0.754 0.752 0.75 0.748 0.746 0.744 700
720
740
760
780
800
10. Haga un comentario acerca del comportamiento del gas utilizado para esta experiencia. Luego de realizar todos los cálculos del laboratorio concluimos que nuestro gas en cuestión puede ser considerado un gas ideal pues se comporta como tal, cumpliendo este así la ley de Boyle y también la ley de Gay-Lussac. A demás con respecto a su factor de compresibilidad (Z), el cual oscila entre valores no muy lejano a la unidad, le demuestra que el comportamiento de dicho gas está bien considerado ideal.
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1. EXPERIMENTO 2: “PROCESO ISOCORO” Armar el equipo adecuadamente para el experimento
Verter agua hasta el cuello en la pera de nivel.
Verter agua potable en el Erlenmeyer.
Abra la pinza del empalme de goma hasta que se ajuste los niveles de agua igual en ambos.
Agitar el agua del vaso hasta que la T dentro del balón sea cte.
Registrar él VA (con un error menor de 0.1ml), TB y la presión barométrica.
Posicionar la plancha aislante entre el mechero y la pera de nivel.
Repetir la operación aumentando de 10 en 10 hasta que el agua llegue a su TEb .
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Calentarlo hasta que la temperatura aumente en 10°C.
Retirar el mechero y enrasar el nivel de agua de la bureta y la pera.
Retirar el mechero y enrasar el nivel de agua de la bureta y la pera.
Observar y anotar el VA y la TB.
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2. MATERIALES Y EQUIPO Bureta de gases o Tubo neumático. Pera o Ampolla de nivel. Soporte universal. Tapón de goma para bureta de gases. Balón de cristal. Mechero bunsen Tubos capilares
5. DATOS EXPERIMENTALES
Volumen del gas dentro de la
Temperatura
probeta(ml) Vo 1
16,55
30ºC
2
16,35
40ºC
3
16,15
50ºC
4
15,9
60ºC
5
15,7
70ºC
6
15,4
80ºC
7
15,1
90ºC
Del gráfico 1, hallamos los volúmenes que aumentan en cada caso Volumen del gas del
Temperatura
balón (ml)
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1
147,05
30ºC
2
147,25
40ºC Página 24
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3
147,45
50ºC
4
147,7
60ºC
5
147,9
70ºC
7
148,5
90ºC
6
148,2
80ºC
Hallando las Presiones con la ecuación del gráfico 1: P= 19,413V-1
Graficando Presión vs. Temperatura: Presión
Temperatura
1
0,1320
30ºC
2
0,1318
40ºC
4
0,1314
60ºC
5
0,1312
70ºC
7
0,1307
90ºC
3
6
Informe N°1
0,1316
0,1309
50ºC
80ºC
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TEMPERATURA 100 y = 41.504x - 6071.1 R² = 0.9931
90
Presion(atm)
80 70 60 50 40 30 20 10 0 146.8
147
147.2
147.4
147.6
147.8
148
148.2
148.4
Temperatura(atm) D) CUESTIONARIO 12) Los coeficientes de expansividad térmica (α) y de compresibilidad térmica (k) están definidas por:
y
( )P
K= - ( ) T
Calcúlense estas magnitudes para un gas ideal. La ecuación del gas ideal está dada por:
PV= nRT Luego despejamos V: V=
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Calculamos α:
( )P ( )
Calculando k:
K= - ( ) T K=-
(
)
K= ( ) K=
E. CONCLUSIONES
En el experimento B se comprueba la Ley de Gay Lussac; esto se puede ver por medio del calentamiento de gases, con el consecuente aumento de presión y manteniendo el volumen constante.
F. RECOMENDACIONES Para el segundo experimento (proceso isocórico), al momento de poner un extremo del tubo capilar con la pera de nivel, evitar totalmente el contacto del extremo con el líquido de la pera de nivel, ya que al entrar en contacto el líquido entraría al tubo capilar y saldría por el otro extremo del tubo capilar que está en Informe N°1
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contacto con el balón que someteremos a calentar, el cual debe permanecer seco para nuestro experimento. Para el primer experimento (proceso isotérmico), al momento de verificar que no haya escape de gas y ocurre que si hay escape, para ajustar el tapón podemos encintar la parte de la unión del tapón con la bureta, para evitar el escape. Al momento de estar trabajando con el balón, inspeccionar si este está bien seco. Tapar adecuadamente la bureta para evitar que haya algún escape el cual podría arruinar los datos a obtener en los experimentos. Al momento de tomar mediciones con la regla, asegurarse que esta permanezca fijamente mientras se anotan los datos.
G. RECOMENDACIONES http://enalepinzon.wordpress.com/tercer-corte/procesos-termodinamicos/procesoisocorico/ Proceso isobárico e isocórico | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/proceso-isobarico-eisocorico#ixzz2yVR7Q4Qn http://procesostermodinamicos.blogspot.com/2009/04/proceso-isocorico.html www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r76567.DOC http://procesoisotermico.blogspot.com/2009/04/termodinamica.html
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