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Informe Cuarto Laboratorio 2013
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN…………………………………………………….2
OBJETIVOS…………………………………………………………..3
FUNDAMENTO TEÓRICO…………………………………………4
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL…………………………….9
CUESTIONARIO…………………………………………………….17
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INTRODUCCIÓNLos gases son parte de nosotros y del ambiente en donde vivimos, sin embargo,
no los percibimos con notoriedad, lo que hace que no sean objetos de nuestra
atención, algo que es muy perjudicial, pues de ellos se pueden aprovechar
muchas cosas que podrían incluso salvarnos la vida.
En este laboratorio estaremos dispuestos a experimentar con las principales
propiedades de los gases, siendo la primera la ley de la temperatura constante,
descrita por los científicos Boyle y Mariotte.
Luego observaremos el volumen molar de un gas a condiciones normales, lo cual
se asemeja mucho a las condiciones en la que nos encontramos en estos
momentos.
Finalmente se demostrará la Ley de Graham para la Difusión Gaseosa, en donde
se apreciará las características físicas de la mezcla de gases.
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OBJETIVOSAnalizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a
temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el
volumen.
Determinar el volumen molar de un gas.
Ilustrar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos
sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrogeno.
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FUNDAMENTO TEORICO
Volumen molarUn mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas. En el caso de sustancias
gaseosas moleculares un mol contiene NA
moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta
la ley de Avogadro, que un mol de cualquier
sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo
volumen (medido en las mismas condiciones de
presión y temperatura).
Experimentalmente, se ha podido comprobar
que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales
(Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 ºC) es de 22,4 litros. Este
valor se conoce como volumen molar normal de un gas.
Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o
perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto
volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este
valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.
En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho
menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:
Para el nitrógeno líquido (–210 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.
Para el agua líquida (4 ºC) el volumen molar es de 18,0 cm3.
El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de ésta. La unidad
del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol.
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Difusión gaseosaLa difusión gaseosa es la dispersión gradual de
un gas en el seno de otro. De este modo las
moléculas de una sustancia se esparcen por la
región ocupada por otras moléculas, colisionando y
moviéndose aleatoriamente. Este es un proceso
muy rápido, y no es necesario un cuerpo por el que
difundirse, ya que se difunde también por el vacío.
La efusión es la fuga de un gas hacia el vacío por
medio de un pequeño orificio o de una membrana
porosa, debido a que las moléculas del gas
colisionan con más frecuencia con el poro donde la presión es más alta. De este
modo, hay más moléculas que pasan de la zona de alta presión a la de baja que al
contrario. En 1860, Thomas Graham, un químico escocés demostró que la
velocidad de efusión y difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz
cuadrada de su masa molar.
Ley de BoyleLa ley de Boyle establece que la
presión de un gas en un recipiente
cerrado es inversamente proporcional
al volumen del recipiente. Esto quiere
decir que si el volumen del
contenedor aumenta, la presión en su
interior disminuye y, viceversa, si el
volumen del contenedor disminuye, la
presión en su interior aumenta.
La ley de Boyle permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se
intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en
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los pulmones porque la presión interna de estos es inferior a la atmosférica y por
lo tanto existe un gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los
pulmones cuando estos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la
atmosférica.
De la ley de Boyle se sabe que la presión es directamente
proporcional a la temperatura con lo cual la energía
cinética se relaciona directamente con la temperatura del
gas mediante la siguiente expresión:
Energía cinética promedio=3kT/2.Donde k es la constante de Boltzmann. La temperatura es
una medida de energía del movimiento térmico y a temperatura cero la energía
alcanza un mínimo (el punto de movimiento cero se alcanza a 0 K).
Ley de CharlesLa ley de Charles establece que el volumen de un gas es
directamente proporcional a su temperatura absoluta,
asumiendo que la presión de mantiene constante. Esto
quiere decir que en un recipiente flexible que se mantiene
a presión constante, el aumento de temperatura conlleva
un aumento del volumen.
Ley de Dalton La ley de Dalton establece que en una mezcla de gases cada
gas ejerce su presión como si los restantes gases no
estuvieran presentes. La presión específica de un
determinado gas en una mezcla se llama presión parcial, p.
La presión total de la mezcla se calcula simplemente
sumando las presiones parciales de todos los gases que la
componen. Por ejemplo, la presión atmosférica es:
Presión atmosférica (760 mm de Hg) = p O2 (160 mm Hg) + p N2 (593 mm Hg) +
p CO2 (0.3 mm Hg) + p H2O (alrededor de 8 mm de Hg)
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Ley de Gay-LussacEn 1802, Joseph Gay-Lussac publicó los
resultados de sus experimentos que, ahora
conocemos como Ley de Gay-Lussac. Esta ley
establece, que, a volumen constante, la presión de
una masa fija de un gas dado es directamente
proporcional a la temperatura en kelvin.
Hipótesis de AvogadroLa teoría de Dalton no explicaba por completo la ley de las proporciones múltiples
y no distinguía entre átomos y moléculas. Así, no podía distinguir entre las
posibles fórmulas del agua HO y H2O2, ni podía explicar
por qué la densidad del vapor de agua, suponiendo que
su fórmula fuera HO, era menor que la del oxígeno,
suponiendo que su fórmula fuera O. El físico italiano
Amedeo Avogadro encontró la solución a esos
problemas en 1811. Sugirió que a una temperatura y
presión dadas, el número de partículas en volúmenes
iguales de gases era el mismo, e introdujo también la
distinción entre átomos y moléculas. Cuando el
oxígeno se combinaba con hidrógeno, un átomo doble
de oxígeno (molécula en nuestros términos) se dividía, y luego cada átomo de
oxígeno se combinaba con dos átomos de hidrógeno, dando la fórmula molecular
de H2O para el agua y O2 y H2 para las moléculas de oxígeno e hidrógeno,
respectivamente.
Las ideas de Avogadro fueron ignoradas durante casi 50 años, tiempo en el que
prevaleció una gran confusión en los cálculos de los químicos. En 1860 el químico
italiano Stanislao Cannizzaro volvió a introducir la hipótesis de Avogadro. Por esta
época, a los químicos les parecía más conveniente elegir la masa atómica del
oxígeno, 16, como valor de referencia con el que relacionar las masas atómicas de
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los demás elementos, en lugar del valor 1 del hidrógeno, como había hecho
Dalton. La masa molecular del oxígeno, 32, se usaba internacionalmente y se
llamaba masa molecular del oxígeno expresada en gramos, o simplemente 1 mol
de oxígeno. Los cálculos químicos se normalizaron y empezaron a escribirse
fórmulas fijas. Por la cual, las partículas contenidas en cada mol de cualquier
elemento es igual a un número específico: 6,022x1023.
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO Nº1: Comprobación de la ley de Boyle y Mariotte:
MATERIALES
- 1 tubo neumométrico
- 1 ampolla de nivel
- 1 termómetro de -10 a 110ºC
- 1 regla de 50cm
- 1 soporte universal
- pinzas tipo nueces
- agua destilada
- Piceta
Diagrama de Proceso:
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DATOS DEL EXPERIMENTO:
PL=752.95mmH g
T L=19oC
PV H2O
T L =16.5mmHg
Pgs=Patm±Pm−PV H2 O
T L
Pm :Presiónmanometrica=densidadH 2O
densidadHg×∆hH 2O
Patm :Presiónatmosférica
PV H2 O
T L :Presiónde vapor de aguaatemperaturaT
CÁLCULOS:
∆h(mm) V(ml) Pgs(mmHg) Pgs x V
0 0 743.5 0
300 0.6 745.705 447.423
-300 0.6 741.294 447.764
150 0.3 744.603 223.381
-150 0.3 742.397 222.719
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EXPERIMENTO N.-2: Determinación del Volumen Molar Estándar (C.N.) del
Hidrogeno:
MATERIALES
- Una bureta de 25 ml.
- 1 vaso de 400 ml.
- 1 soporte.
- Una pinza.
- Una probeta.
- Un recipiente tubular de 4 cm x 25 cm.
- Cinta de magnesio.
Diagrama de Proceso:
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DATOS DEL LABORATORIO
Volumendel Hidrogeno=V 1=26mL
Longitud del Magnesio=LMg=2.8 cm
Densidad linealdel Magnesio=ρLMg=1.8632gm
CÁLCULOS
Piden (PV m
T)C . L.
=(PV m
T)C .N .
Donde elVolumen Molar (V m )=V 1nH 2
Mg(s )+2H Cl(ac)→MgCl2(ac)+H 2↑
Se sabe que:
n= mM
De los datos se obtiene:
mMg=ρLMg×LMg=52.1808mg
Entonces por dato tendríamos:
nMg=nH 2=52.1808mg
24=21.742x10−4moles
VolumenMolar (V m )=V 1nH 2
= 26mL21.742 x 10−4moles
=11.958 Lmol
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Lo que nos piden:
(PV m
T)C . L.
=(PV m
T)C .N .
( 752.95×11.958292 )=( 760×V mC .N .
273 )V mC . N .=11.076
Lmol
OBSERVACIONES:
Observamos que el volumen obtenido a C.N. no concuerda con lo teórico.
CONCLUSIONES:
-Uno de los motivos fue porque los instrumentos usados en el experimento no
eran de mucha precisión.
-Además al considerar a la cinta de magnesio como material lineal, se desprecia
una masa considerable.
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EXPERIMENTO N.-3: Demostración de la Ley de Graham de la Difusión gaseosa.
MATERIALES
- 1 tubo de vidrio pírex de 40cm de longitud y 8 mm de diámetro interno.
- 2 tapones de jebe con cavidades
- Trozos de algodón
- Regla de 50cm
REACTIVOS:
- Acido clorhídrico (HCl) concentrado.
- Hidróxido de amonio (NH4OH) concentrado
Diagrama de Proceso:
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CÁLCULOS:
L1L2
=V 1V 2
V 1V 2
=√M 2
√M 1
NH 3(ac )↔NH3(g)+H2O( g)
NH 3(g )+H 2O(l )↔NH4 (OH )
NH 4 (OH )+HCl→NH 4Cl+H 2O
DATOS:
L1=8.7 cm y L2=11.8cm
De los datos, se obtiene:
L1L2
=√M 2
√M 1
8.711.8
= √17√36.5
0.7≅ 0.68
Lo cual nos demuestra un error mínimo.
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NH3HCl
20.5 cm
11.8 cm
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OBSERVACIONES:
-Notamos que el gas Amoniaco NH3 recorre mas distancia en el mismo intervalo
de tiempo.
-También la formación de un anillo blanco en el tubo.
CONCLUSIONES:
-El motivo por el cual el NH3 recorre mas distancia en el mismo intervalo de
tiempo se debe a su menor masa Molar
.
-El anillo blanco que se observa es debido a la formación de NH4Cl.
- De esta manera hemos demostrado la “ley de Graham”.
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CUESTIONARIO
1.- Un liquido que usa en un manómetro tiene una densidad de 0.871
g/ml .Calcule la presión en cm. de Hg, si el liquido se eleva a una altura de 60 cm.
Se conoce:
Pm :Presiónmanometrica=densidadH 2O
densidadHg×∆hH 2O
0.87113.6
×60cm=3.84 cmHg
2.- ¿Como afecta la presión a la densidad de los gases?
Explique su respuesta.
La presión afecta a la densidad a través del volumen, debido a que el volumen es
inversamente proporcional a la presión y también a la densidad.
3.- ¿Cuántos gramos de Mg reaccionaran en el experimento 2?
Al realizar el experimento se observa que el Mg (s) (magnesio solido) se consume
para obtener MgCl2 (cloruro de magnesio), mediante la ecuación:
Mg(s )+2H Cl(ac)→MgCl2(ac)+H 2↑
De dato tenemos:
Densidad linealdel Magnesio=ρLMg=1.8632gm
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Longitud del Magnesio=LMg=2.8 cm
Entonces la masa seria:
mMg=ρLMg×LMg=52.1808mg
4.- ¿Cuál será el volumen del sistema gaseoso estudiado en el experimento 2 a 20 0C y a una presión de 800 mm de Hg?.
Como nos referimos al mismo compuesto sin alterar su número de moles se
cumple:
PLab VLab = 800x V
TLab 293
Entonces el nuevo volumen sería de 21.051 L.
6.- ¿Concuerdan los resultados experimentales con los que predice la ley de
Graham . Haga los cálculos.
No concuerdan porque según la teoría:
√M 2
√M 1
=0.68
Pero con los datos del experimento:
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L1L2
=V 1V 2
=0.7
7.- ¿Qué nos indica la formación del cloruro de amonio en el experimento?
La formación de NH4 Cl nos indica el punto donde se encuentran ambos gases y
la distancia recorrida por cada uno.
8.- ¿Por qué se deben colocar en forma simultanea los tapones embebidos en HCl
y NH3 acuoso?
Porque una vez colocado el gas se expande en forma rápida y si no es colocado
en forma simultanea no se considerarían el mismo tiempo para ambos.
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