Labo 4 Quimica FIM UNI

AÑO DE LA DIVERSIFICACIÓN PRODUCTIVA Y DEL FORTALECIMIENTO DE LA EDUCACIÓN UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA MECANICA DEPARTMENTO ACADEMICO DE CIENCIAS BASICAS, HUMANIDADES Y CURSOS COMPLEMENTARIOS

CURSO DE QUIMICA GENERAL MB-312 INFORME DE LABORATORIO N°4 GASES

INTEGRANTES:

GUZMAN GUTIERREZ

GABRIEL

20150244G

“C”

GÓMEZ CASAS

RENZO JÉSÚS

20151143J

“C”

FERNANDEZ QUINTANA

JERSON

20141188K

“C”

APELLIDOS

NOMBRES

CODIGO

SECCION

TEMA: GASES

PROFESORA: CLARA TURRIATE

CICLO ACADEMICO: 2015-2

FIRMA

2015 INTRODUCCION

Muchas de las sustancias químicas importantes se presentan en estado gaseoso. La atmósfera terrestre es una mezcla de gases y partículas de líquidos y de sólidos. Los principales componentes gaseosos son N2 y O2 con concentraciones inferiores de otros gases. Todos aquellos gases son miscibles; es decir, se mezclan en su totalidad, a menos que reaccionen entre sí. El estudio de las propiedades de los gases es sumamente útil para comprender la naturaleza de las fuerzas que se ejercen entre las moléculas. Los gases desempeñan, un papel importante en nuestra vida diaria, debido a que tienen múltiples usos y aplicaciones. El gas como fuente de energía, el oxígeno vital para los seres vivos, el aire para inflar neumáticos, etc. En este informe se comprobaran algunas de las leyes de los gases, que ayudaron mucho para entender su comportamiento.

INFORME DEL JEFE DE GRUPO

En este informe todos los integrantes participaron y nos repartimos el trabajo de la siguiente manera:

Gómez Casas (Jefe de grupo): Introducción – Experimento 1 – Cálculos del experimento 1 – cuestionario del experimento 1 Guzmán Gutiérrez: Experimento 2 – Cálculos del experimento 2 – Cuestionario, Problema del 1 al 4 Fernández Quintana: Experimento 3-Cálculos del experimento 3 – Cuestionario, Problema del 4 al 8

Jefe de grupo Gómez Casas Renzo 20151143J

1. OBJETIVOS: a) 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. b) Determinar el volumen molar de un gas. c) Ilustrar la ley de Graham comprando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas: amoníaco y cloruro de hidrógeno.

2. FUNDAMENTO TEORICO: Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras. Explicando así las propiedades: a) Los gases no tienen formas ni volúmenes definidos; en consecuencia tanto la forma como el volumen de los gases cambiará según el recipiente que los contiene. b) Los gases tienen densidades muy bajas, ya que las moléculas de un gas cualquiera se encuentran muy separadas entre sí o sea que ocupan volumen relativamente grande. c) Debido a la gran cantidad de espacio vacío entre las moléculas de un gas se necesita aplicar muy poca presión para comprimirlo en forma considerable, en tanto que se requieren presiones muy elevadas para producir una reducción apreciable del volumen de los líquidos o los sólidos. d) Los gases ofrecen una resistencia relativamente baja al flujo. e) Las leyes experimentales que gobiernan el comportamiento de los gases indican que las propiedades de todos ellos son similares en muchos aspectos, ya que la ecuación de los gases ideales se aplican a numerosos gases. Esta similitud en las propiedades de los gases muestra que la estructura básica de toda materia tiene una naturaleza esencialmente parecida.

Características generales: 1. COMPRENSIBILIDAD: Nos dice que el volumen de un gas se puede reducir fácilmente mediante la acción de una fuerza externa, esto debido a la existencia de grandes espacios intermoleculares. 2. EXPANSIBILIDAD: El gas ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene debido a la alta energía cinética traslacional de sus moléculas. 3. DIFUSIÓN: Consiste en que las moléculas gaseosas se trasladan a través de otro cuerpo material (gas, líquido o sólidos) 4. EFUSIÓN: Consiste en la salida de las moléculas gaseosas a través de orificios pequeños en la pared del recipiente que contiene el gas.

Ecuación general de los gases ideales: Las condiciones de un gas (P, V o T) en un momento dado pueden cambiar debido a que no son estáticas. La ecuación general relaciona los cambios que sufre una misma masa del gas (proceso isobárico), así tenemos:

P1.V 1 P 2.V 2   ......  CONSTANTE T1 T2

3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1. EXPERIMENTO N°1: Comprobación de la ley de boyle y mariotte. A. Materiales:     

1 tubo de neumométrico. 1 soporte con pinzas tipo nueces 1 ampolla de nivel 1 termómetro de –10 a 110°C 1 regla 50 cm.

B. Procedimiento: 

Una vez montado el equipo se deja un volumen de aire menor que la graduación que presenta el tubo neumométrico y se cierra este, evitando así la salida de aire. Luego se sube y se baja la ampolla de nivel para expulsar las burbujas de aire que puedan encontrarse en las conexiones de goma. Es importante que haya escapes de aire en el equipo. Para asegurarse que todas las uniones estén bien cerradas, se sube o se baja la ampolla de nivel y se observará que el nivel del tubo

neumométrico cambia. De haber algún escape lo más probable es que tenga que cambiarse el empalme de goma y luego debe dejarse que la hoja alcance la temperatura ambiente.  Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua contiene, enrase con el agua del tubo (con un error menor de 0.1ml)  Levanta la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea de 30 cm y se registra otra vez el volumen ocupado por el gas. Por último se hace descender la ampolla por debajo del nivel de la mesa, hasta que la diferencia de niveles vuelva a ser de 30 cm y se registra de nuevo el volumen del gas.  Repita el procedimiento anterior para hacer dos mediciones mas una entre 0 y +30 y otras dos entre 0 y – 30.  Regístrese la temperatura del agua y la presión atmosférica.

2. EXPERIMENTO N°2: Determinación del volumen molar estándar (C.N) del hidrogeno A. Materiales:      

1 Bureta de 25 mL. 1 vaso de 400 ml 1 soporte 1 pinza 1 probeta 1 recipiente tubular de 4 x 25 cm

B. Procedimiento:       



Llenar el recipiente tubular, con agua de caño hasta el borde. Colocar dicho recipiente dentro de un vaso de 400 ml, el cual se usa para colectar el agua de rebose. Fijar el recipiente tubular con una pinza a soporte de pie. Determinar el volumen muerto de la bureta. Mida con la probeta 10ml de HCl, 6M y colóquela dentro de la bureta, inclinándola ligeramente. Enjuague la probeta con agua de caño y añádalo a la bureta. Complete con agua de caño faltando aproximadamente dos dedos de la boca de la bureta; procurando arrastrar el ácido que hubiera quedado en la pared interna. Coloque la cinta de magnesio doblada en forma de U, en la boca de la bureta y enrase el volumen de la bureta con la piceta de agua. Coloque rápidamente un pequeño trozo de papel en la boca de la bureta e inmediatamente invierta la bureta, introduciéndolo dentro del recipiente tubular preparado previamente. (mantenga bien cerrada la llave de la bureta). Observe el gas H2 generado por la reacción:

Mg ( s )  2 HCl ( ac)    Mg 2 ( ac)  2Cl  ( ac)  H 2 ( g ) 

Cuando toda la porción de magnesio se ha disuelto, desplazar suavemente hacia arriba o hacia abajo la bureta para igualar los niveles de agua de la bureta y del recipiente tubular, leer la graduación correspondiente y calcular el volumen de hidrógeno húmedo a la presión y temperatura de laboratorio como sigue:

3. EXPERIMENTO N°3: Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa A. Materiales:       

1 tubo de vidrio pirex de aproximadamente 40 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno. Soporte de pie. 02 Tapones de goma (jebe) con cavidades y trozos de algodón hidrofílico. Ácido clorhídrico (HCl) concentrado. Hidróxido de amonio (NH4OH) concentrado. Regla graduada de 30-50 cm. Goteros de bulbo de 25 mL.

B. Procedimiento:  Tener listos los elementos mostrados:



Tenga cuidado que el tubo este perfectamente limpio y seco.

 

Colocar un pequeño trozo de algodón en la cavidad de cada uno de los tapones de goma. Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones unas 4 gotas de HCl concentrado con el gotero correspondiente. Al mismo tiempo agregar al algodón del otro tapón 4 gotas de NH3 concentrado. Los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible para evitar la formación de humo. Colocar simultáneamente los tapones a cada uno de los extremos del tubo de vidrio y de aproximadamente 30 cm , con los algodones en hacia la parte interna del tubo.





Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar donde empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio NH4Cl, producto de la siguiente reacción:

HCl (g )  NH 3 (g )    NH 4 Cl (s )  

Retirar inmediatamente los tapones y enjuagarlos con agua de caño para evitar que el laboratorio se llene de humos blancos e irritantes. Medir con la regla la distancia desde el anillo blanco hasta el extremo del tubo en que se colocó el tapón humedecido de HCl y anótelo como 1. Haga lo mismo con el otro extremo y anótelo como 2.

4. CALCULOS Y RESULTADOS: 1. Experimento N°1: Luego de realizar diferentes pruebas en distintas alturas obtuvimos los siguientes volúmenes ALTURA (cm)

VOLUMEN (ml)

0

23.2142

+15 cm +30 cm

22.9284 22.4999

-15 cm

23.5713

-30 cm

23.8927

Volumen muerto = 6.7857 ml

Datos: PBAR. = 752.95 mmHg PTLVH20 = 18.7 mmHg TL = 21°C PAIRE SECO = PBAR. + PM - PTLVH20

P Aire seco (mmHg)

2. 1 2 3 4 5 Experimento N°2: Vm =

734.25 743.2794 756.3088 723.2205 712.1911

V n

Volumen de aire (mL) 23.2142 22.9284 22.4999 23.5713 23.8927

…… (1)

Experimentalmente: VH2 = 4.6 mL…… (2) Se sabe: nMg = nH2 lMg = 1.95 cm 10 cm – Mg ---------- 0., 0822 g Entonces: 10 cm – Mg ---------- 0, 0822 g 1.95 cm – Mg ----------- m (Mg) m (Mg) = 0.016029 g n (Mg) =

m( Mg) Masa Molecular (Mg)

Como: nMg = nH2 n (H2) = 6.6787x10-4 De (1) y (2):

=6.6787x10-4

PV mmHg-mL

17045.0263 17042.2073 17016.8729 17047.2473 17016.1682

1/V

0.0430 0.0436 0.0444 0.0424 0.0418

Vm (H2) = 6.8875 L/mol

3. Experimento N°3: Aplicando la ley de GRAHAM:

Velocidad de efusión del gas NH 3  Velocidad de efusión del gas HCl

L NH3 = 17.5 cm

Peso molecular de HCl  1.4652 Peso molecular de NH 3

L HCl = 12.5 cm

L NH 3 17.5 cm = =1.4 L HCL 12.5 cm

Entonces el error experimental es:

(1.4652−1.4) .100% = 4.44% 1.4652

5. CUESTIONARIO:

CUESTIONARIO DEL EXPERIMENTO N°1:

I.

Gráfica P vs V:

Volumen vs Presion 760 750 740 PRESION

730 Presion

720 710 700 690 22.4 22.6 22.8 23 23.2 23.4 23.6 23.8 24

II.

Gráfica de P vs 1/V:

Presion vs 1/V 0.05 0.04 0.04

1/V

1/V

0.04 0.04 0.04 712.19110000000001 734.25 756.30880000000002

Presion

III.

En las dos graficas se puede observar que experimentalmente hay un cierto error que hace que las graficas no cumplan con lo establecido (ideal). Ejemplo de P vs V: Es una hipérbola

Ejemplo de P vs 1/V: Es una recta

IV.

En el momento de calcular la presión se considero a la atmosférica igual a: 752.95 mmHg. Este valor aunque parezca mínimo hace cambiar al valor ideal de la presión si estuviera a 760 mmHg. Otro factor que afecta es cuando se abre el tubo de neumático para dejar salir los gases, quizás cuando se hace el experimento no se deja escapar todos los gases por eso el valor final de la presión cambia.

1. Un líquido que se usa en un manómetro tiene una densidad de 0.871 g/mL. Calcule la presión en cm de Hg, si el líquido se eleva a una altura de 60 cm. PGS = PBAR + PM - PTLVH20 Datos:

PBAR = 752.95 mmHg PTLVH20 = 18.7 mmHg

PM =

ρ LIQUIDO . ∆ H . LIQUIDO ρHg

ρ (liquido) = 0.871 g/mL

ρ (Hg) = 13.6 g/mL ∆H = 600 mm Por lo tanto: PGS = 772.6764 mmHg 2. ¿Cómo afecta la presión a la densidad de los gases? La formula de la densidad es: ρ=

masa(m) volumen(V )

Y el volumen de un gas esta dado por: V=

RTn P

Entonces la densidad quedara definida por: ρ=

mP RTn

Lo cual demuestra que: “densidad es directamente proporcional a la presión” 3. ¿Cuántos gramos de Mg reaccionarán en el experimento 2?

Mg ( s )  2 HCl( ac)    Mg 2 ( ac)  2Cl  ( ac)  H 2 ( g ) Masa Atómica aproximada del Mg: 24 g/mol Masa Atómica aproximada del Cl: 35.5 g/mol

M=

n V

Entonces la masa de HCl: 2.19 g

24----------2(36.5) mMg--------2.19 Por lo tanto:

mMg = 0.72g

4. ¿Cuál será el volumen del sistema gaseoso estudiado en el experimento 2 a 20°C y 800 mm de Hg?

Mg ( s )  2 HCl( ac)    Mg 2 ( ac)  2Cl  ( ac)  H 2 ( g ) Igual que en el caso anterior la masa de HCl: 2.19g 2(36.5) ------------------------------------- 2 2.19 --------------------------------------- mH2

mH2 = 0.06g

nH2 = 0.03g/mol

Por la ecuación universal de los gases: PV = RTn (800)(VH2) = (62.4)(293)(0.03) VH2 = 0.68562 L

5. Determine el volumen de hidrógeno obtenido en el Exp.2 medido a C.N. Mg ( s )  2 HCl( ac)    Mg 2 ( ac)  2Cl  ( ac)  H 2 ( g ) Igual que en el caso anterior la masa de HCl: 2.19g Y las moles de nH2 = 0.03g/mol Por la ecuación universal de los gases:

PV = RTn (1)(VH2)CN= (0.082)(273)(0.03) (VH2)CN= 0.67158 L

6. ¿Concuerdan los resultados experimentales con los que predice la Ley de Graham? No, ocurre un error porcentual de: 4.44% Según Graham: VNH 3 L NH 3 = =¿ VHCl L HCL

Peso molecular de HCl Peso molecular de NH 3

VNH 3 (LNH 3)teorico L = = =1.4652 VHCl ( LHCl ) teorico 30−L L= (LNH3) teórica cm =17.83 Experimentalmente: LNH3 = 17.5 cm

7. ¿Qué nos indica la formación del cloruro de amonio, NH4Cl, en el experimento 3? Nos indica que ocurrió una reacción de adición. Esta reacción se da debido al color blanco del NH 4Cl(s) que se produce mediante la siguiente ecuación.

HCl( g )  NH 3( g )    NH ( 4 ) Cl( s ) La cual es usada para determinar el momento exacto de la ubicación de los gases y así poder determinar sus respectivos recorridos.

8. ¿Por qué se deben colocar en forma simultánea los tapones embebidos en HCl y NH3 acuoso? Sabemos: V= L/t Donde: L es la longitud del tubo y t el tiempo.

Entonces: VHCl= LHCl/ tHCl V NH3=LNH3 / tNH3

Por Graham:

VNH 3 L NH 3 = VHCl L HCL

(Cuando tNH3 = tHCl)

Como el tiempo para ambos compuestos es el mismo entonces debemos procurar que los tapones se pongan en forma simultánea.

6. OBSERVACIONES:

1. Para que el producto PV experimental se mantenga constante en las mediciones del experimento de la Ley de Boyle, haría falta que la presión tomase valores muy bajos, así como el aumento de temperatura. Esto se prueba al interpolar la gráfica de PV vs P hasta el límite de presión cero, obteniéndose que, para valores muy bajos de la presión, las desviaciones del comportamiento ideal disminuyen. 2. Al momento de realizar la experiencia de colocar un pequeño trozo de papel en la boca de la bureta, ser rápidos y cuidadosos para invertir la bureta, introduciéndolo dentro del recipiente tubular y dejarlo en esa posición hasta que el magnesio reaccione totalmente (desaparezca), porque si movemos la bureta de esta posición puede ingresar oxígeno en forma de burbujas y así nuestros cálculos no van a ser muy exactos. 3. Ser muy rápidos y atentos al momento de realizar la experiencia para calcular la velocidad de reacción, pues debemos colocar rápidamente y al mismo tiempo los tapones en el tubo de vidrio luego de haberle agregado a los dos, gotas de HCl y NH3, para que así empiecen igual su difusión y podamos calcular un correcto tiempo o velocidad de reacción. 4. En el primer experimento a la presión atmosférica se le considero igual a: 752.95 mmHg 5. La presión de vapor de agua a la temperatura es: 18.7 mmHg 6. El NH4Cl(s) es de color blanco.

7. RECOMENDACIONES: 1. Se recomienda observar si todos los materiales se encuentran en buen estado y si este no es el caso pedir un cambio a la persona encargada de brindar los materiales. 2. En el segundo experimento, durante el proceso de invertir la bureta para que descienda el HCl, se debe tener precaución para que no ingrese el aire dentro del instrumento, pues esto ocasionaría desviaciones de los resultados reales debido a la presencia adicional del aire en la mezcla formada al final por hidrógeno y vapor de agua. Esto ocasionaría que, en el cálculo de la presión del hidrógeno seco, tengamos que considerar además la presión parcial de los componentes del aire. 3. Durante el experimento de la comprobación de la Ley de Graham, la medición de las distancias recorridas por cada gas debe realizarse con cierta velocidad, de tal manera que se evite que el “anillo blanco”, producto de la reacción del amoníaco y el ácido clorhídrico, comience a expandirse (engrosarse), lo cual ocasionaría una imprecisión mayor en la medición de las distancias que nos interesan medir. 4. Al momento de hacer las mediciones en la pipeta con la regla realizando el procedimiento que consiste en subir o bajar la ampolla, tratar de ser lo más exacto para que así podamos calcular el volumen correcto. De esta manera también podemos calcular el correcto volumen muerto en la experiencia.

5. Al momento de realizar el experimento N°3 se recomienda hacerlo en el primer intento, porque si no se logra el experimento luego se necesitaría dejar secar los frascos y eso toma mucho tiempo.

8. CONCLUSIONES: 1. Las condiciones necesarias y suficientes para que un gas tenga un comportamiento ideal son: presiones muy bajas, altas temperatura y concentración moderada de la sustancia. Sólo de esta manera el gas podrá cumplir a cabalidad con la Leyes de Boyle, de Graham, la Ecuación Universal o cualquier otra que involucre conceptos basados teóricamente en las suposiciones de la teoría cinética de las gases 2. Las velocidades de difusión de los gases, medidas mediante la Ley de Graham, representan resultados cuantitativos en esencia correctos, pues no se aprecia gran margen de error, a pesar de que esta ley es aplicable mayormente a los gases ideales. 3. La aplicación de la Ley de Graham, así como de la ecuación universal de los gases puede ser utilizada con diversos fines, de acuerdo al tipo de datos que se posean. Por ejemplo, en la ley de Graham podemos aprovechar los datos experimentales de las longitudes recorridas por cada gas para determinar en peso molecular de dichos gases, aunque con cierto margen de error. 4. Las graficas de P vs V y P vs 1/V no son exactas por varios factores que afectan al producto final. 5. La ecuación de Graham estará más cerca de la ideal, cuando se pongan los tapones al mismo instante ya que la distancia que recorren los gases depende del tiempo. 8. BIBLIOGRAFIA: 1. 2. 3. 4. 5.

Manual de laboratorio de química. Química La ciencia central. Brown. Gases pág. 384 https://es.wikipedia.org/wiki/Gas https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Graham https://encrypted-tbn2.gstatic.com/images? q=tbn:ANd9GcSpP6_OycLIg5GCmXyTyRoL6X9IPQWbNkVaBxN9dQTRjWZhLIAu