informe(3)_gases

Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ing. Civil

GASES Curso:

Química General

Alumnos: nwmc

Seccion:

N

Fecha de entrega:

22 – 05 – 09

2009

Química General

Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ing. Civil

GASES I.

OBJETIVOS:  Analizar 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 e Gram. comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrogeno.

II.

FUNDAMENTO TEORICO: Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

Ley de Boyle - Mariotte

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Cuando el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas es mantenida a temperatura constante, el volumen será inversamente proporcional a la presión: PV=K (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes). Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k , no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

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.

Volumen molar Un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 · 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

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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.

La Ley de Graham (1805 - 1869) formulada en 1829 por Thomas Graham, establece que las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.

δ2 v1 = = v2 δ1

Μ2 Μ1

Siendo v las velocidades,δ las densidades y M masas moleculares. Efusión es el flujo de partículas de gas a través de orificios estrechos o poros. Se hace uso de este principio en el método de efusión de separación de isótopos. Los diferentes procesos que se realizan en las plantas, como lo son: la efusión, la ósmosis y la imbibición vegetal. se encuentran íntimamente ligados con el transporte de agua y de soluciones desde el punto de origen hasta el medio donde ésta es activada. Cada sustancia se difunde libremente de otras hasta que se difunden todas equitativamente. En la planta la velocidad de efusión depende del gradiente lo cual está determinado por la diferencia entre las concentraciones de las sustancias en las dos regiones y por la distancia que las separa.

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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.

III.

MATERIALES: -

1 soporte con nueces. 1 pera de nivel 1 regla 50cm 1 tubo neumométrico 1 bureta 25mL 1 probeta 1 papel 1 recipiente tubular 1 cinta de magnesio 1 tubo de vidrio pirex 1 pinza 2 tampones de goma Algodón hidrófilo 2 goteros de bulbo 25mL

Figura nº1 figura nº2

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Figura nº3

IV.

PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES: 1. Comprobación de la ley de Boyle y Mariotte. -

-

Se arma el equipo que se utilizara de la manera mostrada en la figura nº1. Se halla el volumen muerto del tubo. Para la toma de datos se procede a levantar la pera para crear una diferencia de niveles de la superficie del agua en la pera y en el tubo nuemométrico (en nuestro caso la diferencias de niveles son 0, 10cm, 20cm, 30cm; tanto hacia arriba como hacia abajo). En cada caso se halla el volumen de aire desplazado. Con este volumen y la diferencia de alturas se comprobara la ley de Boyle y Mariotte.

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

Primero se lleno la probeta de 500mL con agua de caño. Luego en la probeta de 25mL se lleno 16mL de HCl 3N (esto en exceso). Se doblo la cinta de magnesio en forma de U y se la coloco en la boca de la probeta de 25mL de tal forma que no caiga. Se completo el llenado de la probeta de 25mL con agua destilada hasta el tope. Humedecemos un papel y lo colocamos encima de la boca de la probeta de 25mL sin dejar que se formen burbujas entre el agua y el papel. Después se voltea la probeta de 25mL y se la coloca dentro de la de 500mL.

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-

Se observara que el HCl descenderá y reaccionara con el magnesio creando gas que burbujeara sobre el agua haciendo espacio en la parte superior de la probeta de 25mL para finalizar medimos este volumen.

3. Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa -

V. 1.

Se lava el tubo de vidrio y lo secamos con la ayuda de una pinza y del mechero bunsen en llama no luminosa. Una vez que nos aseguramos que el tubo este limpio y seco, armamos el equipo como se muestra en la figura nº3. Se coloca pequeños trozos de algodón dentro de los tampones de goma. Se agrega cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tampones 4 gotas de HCl y en el otro 4 gotas de NH3. Colocamos en forma simultanea, los tampones con los algodones dentro uno cada uno en los extremos del vidrio. Se observa que después de un lapso de tiempo se forma un aro blanco a cierta distancia de los extremos lo que evidencia la reacción de los dos compuestos. Se procede a retirar inmediatamente los tampones y se les enjuaga con agua para evitar la aparición de gases irritantes en el ambiente. Para finalizar medimos con una regla la distancia del aro blanco a los extremos.

CALCULOS Y RESULTADOS: Comprobación de la ley de Boyle y Mariotte. Datos: Plab Tlab

= 754 mmHg = 25 ° C

pV2H5ºOC = 23.8 mmHg 2 ρHg = 13.6 g/ml ρH2O = 1 g/ml

Vmuerto = 4.25 ml

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Para hallar el volumen de gas seco utilizaremos: Volumen gas = Volumen leído + Volumen muerto Y para calcular la presión del aire seco: ρH O

2 25º C Pgas seco = Pbar – pVH2O + ρ * ∆h * 10 Hg

Entonces los resultados obtenidos en el laboratorio se muestran en la siguiente tabla. Tabla 1.

2.

∆h (cm)

V=Vleido + Vmuerto (mL)

Paire seco (mmHg)

-30

16.49

708.1

-20

16.21

725.5

-10

16.15

722.8

0

15.95

730.2

10

15.85

737.5

20

15.65

744.9

30

15.55

752.3

Determinación del volumen molar estándar (C.N.) del hidrógeno La reaccion es:

Mg(s) +2HCl(ac)  MgCl2(ac) + H2(g)

Datos: Plab

pV2H5ºOC 2 Tlab

= 754 mmHg = 23.8 mmHg = 25 ºC = 298 K

VH2 = 20.4 mL ρlineal Mg = 0.0125 g/cm

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L Mg MMg

= 1.6 cm = 24.3 g/mol

Hallamos el número de moles de magnesio: nMg = ( ρlineal Mg ).( L nMg

Mg

)/(MMg)

g 0.0125 .1.6cm cm = 0.000823 mol = g 24 .3 mol

de la ecuación química se formara también una mol de H2(g) por cada

mol de Mg Sabemos que : 25º C P gas seco = Pbar - pVH2O

Entonces:

P gas seco = 754mmHg – 23.8mmHg = 730.2mmHg

según:  P1.V1   T  1

  P2 .V2  =   T Lab  2

   C.N.

 730 .2mmHg * 20 .4mL   760 mmHg * V2    = 298 K 273 K     V2 = 17.956 mL

Pero V2 es el volumen para 0.000823 moles de Mg. 17.956 mL  0.000823 mol Mg Vmolar  1 mol Mg Vmolar = 21.8 L

Hallando el porcentaje de error:  22.4 − 21.8  .100% = 2.68% %Error=  22.4  

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3.

Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa La reacción es:

NH3(g) +HCl(g)  NH4Cl(s)

HCl

NH3

Datos: L NH3/Reaccion = 17.5 cm L HCl/Reaccion = 12.2 cm MHCl = 36.5 g/mol MNH3 = 17 g/mol

La ley de graham dice: p=

VNH3 VHCl

=

LNH3 LHCl

=

Μ HCl Μ NH3

Hallando Pexperimental =

LNH3 LHCl

=

17 .5 = 1.43 12 .2

ΜHCl = Pteorico = Μ NH3

36 .5 = 1.46 17

Hallando el porcentaje de error:  1.46 − 1.43  .100 % = 2.05% %Error=  1.46  

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VI.

DISCUSIONES

 Se determino el volumen muerto en la bureta pues este volumen sumado al volumen que indica la escala de la bureta será el volumen del gas húmedo.  Debido a que la temperatura es constante y fue de 25 ºC, entonces la presión y el volumen son inversamente proporcionales lo cual se comprueba de acuerdo a los resultados experimentales es decir de las graficas obtenidas de P vs V.  En la determinación del volumen molar al entrar en contacto el acido clorhídrico con el magnesio se da lugar la reacción, de productos cloruró de magnesio y hidrogeno gaseoso, este hidrógeno es el que burbujea cuando el acido atacaba el magnesio.  El volumen molar de un gas a C.N es 22.4 L teóricamente y se obtuvo un volumen molar de 21.8 L es decir con un error de 2.68 %.  El anillo formado en el tubo en la comprobación de la ley de Grahan es la sal NH4Cl (s) producto de la reacción de cloro gaseoso y amoniaco.

VII. CONCLUSIONES  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  Notamos que el gas mas liviano es el que tiene mayor velocidad de difusión sin importar la cantidad la longitud de separación de los gases la relación de velocidades será una constante.

VIII. CUESTIONARIO 1)

Grafique la presión sobre el eje vertical y el volumen sobre el eje horizontal. Una los puntos obtenidos de la experiencia de laboratorio y

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trace la curva mas apropiada, considerando la función PV = constante (promedio obtenido de la experiencia) Con los datos de la tabla 1:

P vs V 760

P (mmHg)

750 740 730 720 710 700 15.4

15.6

15.8

16

16.2

16.4

16.6

Volumen (mL)

Para hallar el promedio multiplicamos los datos de P y V de la tabla, sumamos y dividimos entre el numero de datos. 7

∑ Pi.Vi i=1

7

=

81782.715 = 11683 .245 mmHg .mL 7

2) En el mismo grafico anterior, con un color diferente graficar P versus 1/V tener cuidado con que la nueva escala horizontal parta de 1/V=0 en el eje Y trace la linea recta mas apropiada

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P vs. 1/V 760

P (mmHg)

750 740 730 720 710 700 0.06

0.061

0.062

0.063

0.064

0.065

1/V (1/mL)

3) analice los 2 gráficos y escriba sus conclusiones con respecto a P.V y P.1/V Del grafico P vs V se puede asociar a una curva llamada hipérbola equilátera en donde el producto de sus componentes es cte es decir podemos afirmar que la P (ip) V; del segundo grafico se trata de una recta donde la pendiente es la razón de la componentes se deduce que la P (dp) 1/V; Se concluye de las graficas que la P es (ip) V , a una temperatura dada y curva P vs V es una isoterma, comprobandose asi la ley de BoyleMariotte. 4) ¿como afecta la presión a la densidad de los gases? Explique su respuesta Partiendo de la ecuación de estado P.V=n.R.T Desarrollando la ecuación: n= m/M V= m/ δ Reemplazamos:

P . M = δ. R . T

Concluimos que al aumentar la presion aumentara la densidad de los gases. Siempre y cuando esten a la misma temperatura.

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5) ¿Por qué se deben colocar en forma simultanea los tapones embebidos en HCl y NH3 acuoso? Se pone simultáneamente para tomar el mismo tiempo de inicio y los gases fluyan en el mismo instante y la marca dejada en el tubo sea la correcta.

IX.

BIBLIOGRAFIA

 Petrucci, Harwood, Herring. "Química General". 8º ed. Prentice Hall. 2003  Brown, LeMay. "Química. La Ciencia Central". Ed. Prentice-Hall Hispanoamericana. 1998  Mahan, Myers. "Química Curso Universitario". Ed. Addison Wesley Iberoamericana.  Bailar, Moeller, Guss. "Química". Ed. Vicens-vives.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE NGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL

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LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL TRABAJO: INFORME DE LABORATORIO TEMA: GASES ALUMNO: • • •

Tafúr Flores, Daniela Elizabeth Zárate Miranda, Helen Aurelia Merino Cárdenas, Nildo Wilder

20092052 G 20092026 F 20090152 D

PROFESOR: FECHA: 09 DE MAYO DEL 2009

LIMA- PERU 2009

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