4to laboratorio de quimica

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIAFACULTAD DE INGENIERÍA CIVIL

4ER LABORATORIO DE QUÍMICA

GASES

1. OBJETIVOS

Poder determinar el volumen molar de un definido gas. Observar, describir e ilustrar la ley de Graham haciendo una comparación de

sus velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas (amoniaco NH3 , y cloruro de hidrogeno HCl ).

Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante y establecer una relación entre presión y volumen.

2. INSTRUMENTOS Y MATERIALES

o EXPERIMENTO N°1

- 1 regla de metal de 50 cm.

- Soporte con nueces.

- Tubo neumometrico.



o EXPERIMENTO N°2

- 1 Probeta

- 1 Bureta

- 1 cinta de magnesio

- Acido clorhídrico 3N.

- Un pedazo pequeño de papel

PROBETA

BURETA CINTA DE MAGNESIO



o EXPERIMENTO N°3

- 2 tapones de goma.

- 2 algodones.

- Regla de 50 cm.

- 1 tubo de vidrio pírex (30cm)



3. MARCO TEÓRICO

RELACION VOLUMEN PRESION (LEY DE BOYLE – MARIOTTE)

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

Para este experimento utilizaremos:

P gas seco= P Barométrica + ρH ₂0ρ Hg

x (h H ₂o)– P vapor H₂0



Volumen del aire = volumen leído + volumen muerto

VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES

Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas. El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura es de 22,4 litros; esto quiere decir que un mol de una gas y un mol de otro gas ocuparan el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Las condiciones de presión y temperatura mencionadas son de 0°C y 1 atmosfera de presión, a estas condiciones se le conoce como condiciones normales. Llega a ser calculado a partir de la ecuación PV=RTn

El concepto de volumen molar sólo es válido para gases.

Para este experimento utilizaremos:

ρlinealMg = 0.01445gcm

Mg(S) + 2 HCl(ac) → Mg2+(ac) + 2Cl –(ac) + H2 (g)

P1 xV 1T 1

=P2 xV 2T 2

LEY DE GRAHAM Y DE LA DIFUSION GASEOSA

La Ley de Graham, formulada en 1829 por Thomas Graham, establece que las velocidades de difusión y efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas masas molares.



Efusión es el flujo de partículas de gas a través de orificios estrechos o poros.

El fenómeno de efusión está relacionado con la energía cinética de las moléculas. Gracias a su movimiento constante, las partículas de una sustancia, se distribuyen uniformemente en el espacio libre. Si hay una concentración mayor de partículas en un punto habrá más choques entre sí, por lo que hará que se muevan hacia las regiones de menor número: las sustancias se efunden de una región de mayor concentración a una región de menor concentración.

En este experimento utilizaremos la relación:

V (NH 3)V (HCl) =

d (NH 3)t

d (HCl)t

=√ MHClM NH 3

Donde: V:volumen del gas.

d: distancia desde el extremo del tubo hasta la primera formación del anillo.

t: tiempo transcurrido M: masa molar del gas

4. PROCEDIMIENTO Y DESCRIPCION GRÁFICA

EXPERIMENTO 1: Comprobación de la ley de Boyle y Mariotte:

Medimos la temperatura del laboratorio así como el volumen muerto de la probeta.

T° = 20°C

Hacemos uso del manual para conocer el valor de la presión de vapor de H2o a la temperatura anteriormente medida.

Trazamos una vertical imaginaria los niveles de agua y del líquido de la pera (anilina).



Hacemos variar la separación de los niveles y usamos la ecuación para conocer la presión obtenida al realizar dichas separaciones.

Cálculos y resultados:

Pbar: 754mmHgT° lab: 20°CPvH2O: 17.5mmHg



Presión Vs.



EXPERIMENTO 2: Determinación del volumen molar estándar (C.N.) del hidrógeno.

Medir la longitud de la tira de Mg. Llenar una bureta con HCl (10 ml 3M). Llenar una probeta con agua . Colocar la tira de magnesio doblada en forma de U, en el tope de la bureta,

como se muestra.

Colocar un trozo de papel mojado en la boca de la bureta e invertir rápidamente para luego introducirla en la probeta llena y observar el fenómeno atentamente lo que ocurre.



Se observa el hidrógeno formado por la reacción:

Mg(S) + 2 HCl(ac) → Mg2+(ac) + 2Cl –

(ac) + H2 (g)



Cuando toda la porción de Mg se ha disuelto, desplazar suavemente la bureta hacia arriba y hacia abajo para igualar los niveles de agua en la bureta y la probeta, leer la graduación correspondiente y calcular el volumen de hidrógeno húmedo, tener en cuenta la temperatura y la presión del laboratorio, leer la graduación correspondiente y calcular el volumen de hidrógeno húmedo de igual manera que la primera experiencia, calcular el volumen del hidrógeno seco.

P gas seco= P gas húmedo– P vapor H₂0

Verter todo los residuos de la experiencia en los respectivos depósitos.

Resultados:

P barométrica(mmHg)

P vapor a 20°C Presion de H seco(mmHg)

Volumen de H seco(ml)

n

754 17.5 736.5 23.6 0.0009507

P1 xV 1T 1

=P2 xV 2T 2

736.5x 23.6293

=760 xV 2273

→V 2=21.31ml (volumen a C. N.)

→ Volumen molar= 0.02131 L

0.0009507mol =22.414 Lmol



EXPERIMENTO 3: Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa

Limpiar y secar adecuadamente todos los materiales.

Armar el equipo como se muestra en las fotografías.

Colocar algodón en la oquedad de los tampones de goma marcados. Llevar todo el material a la campana extractora. Agregar 5 gotas de cada

líquido en los respectivos algodones.



Cerrar rápidamente los frascos con el fin de evitar la difusión de los líquidos en el laboratorio.

Inmediatamente después colocar los tapones en los extremos de tubo pírex como se muestra en las imágenes.

Señalar donde se forma un anillo blanco por vez primera.

Observar atentamente la formación de dicho anillo, el cual corresponde al cloruro de amonio (NH4Cl(s)).

HCl NH3

10.5 cm 14 cm

24.5 cm



Medir con el escalímetro las distancias desde los extremos del tubo pírex hasta el anillo formado, el cual se aprecia en las fotografías.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

V (NH 3)V (HCl) =

d (NH 3)t

d (HCl)t

=1410.5=1.33

te ó ricamente deber í a ser :1.46

5. CONCLUSIONES

Mediante el experimento de la ley de Graham, observamos que el NH3 es más

veloz que el HCl y lo podemos comprobar teóricamente con la ley de difusión.

Se verifica que a mayor presión el volumen es menor y que cumple lo que dice

la relación universal de los gases.

Debido a que el hidrogeno es obtenido mediante burbujeo en agua entonces

este gas obtenido es húmedo por el cual se le resta la presión de vapor de

agua a dicha temperatura, al empezar la reacción el gas obtenido se acumula

en la parte superior de la probeta con el cual es fácil su medición notamos que

sin importar el gas el volumen molar es cercano a 22.4 L.

Se concluye que los gases menos pesados (NH3) se difunden, más rápido que

los pesados. (Ley de Graham: demostración experimental).

4. SUGERENCIAS



Al agregar las sustancias (NH3 y HCl) sobre los algodones de los tapones,

colocar inmediatamente y en forma simultánea dichos tapones en los extremos

del tubo, para así evitar que se desprenda cantidades abundantes de gas.

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