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Informe Cuarto Laboratorio 2013

ÍNDICE

INTRODUCCIÓN…………………………………………………….2

OBJETIVOS…………………………………………………………..3

FUNDAMENTO TEÓRICO…………………………………………4

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL…………………………….9

CUESTIONARIO…………………………………………………….17

1


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.

2


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.

3


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

5

http://www.monografias.com/trabajos/aire/aire.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/atm/atm.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/administ-procesos/administ-procesos.shtml#PROCE

http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml

http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml

http://www.babylon.com/definition/Thomas_Graham/Spanish

http://www.babylon.com/definition/1860/Spanish

http://www.babylon.com/definition/gas/Spanish

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/aa/Thomas_Graham.jpg


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.


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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


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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


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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