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Informe del 5to laboratorio de Química Básica

Integrantes:

Curso:

Química Básica (CB221)

Profesor responsable:

Aula: S2 135

Nombre de los experimentos: Gases

Fecha de realización:

-2015- 1

OBJETIVOS:

Aprendizaje de las leyes de los gases. Aprendizaje de la hipótesis de Avogadro. Utilización de las ecuaciones que cumplen los gases ideales.

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FUNDAMENTO TEÓRICO

1.

Propiedades generales de los gases      

2.

Pequeña densidad debida a que en virtud de la ausencia de cohesión entre sus moléculas estas se hallan muy alejadas unas de otras existiendo por ello muy poca masa en la unidad de volumen. Son perfectamente homogéneos e isótropos, es decir, tienen las mismas propiedades en todos sus puntos como consecuencia de la libertad de sus moléculas en todas las direcciones. Tienden a ocupar el máximo volumen (expansibilidad) adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Son muy compresibles debido a la ausencia de fuerzas de repulsión entre sus moléculas. Se mezclan completamente y de manera uniforme cuando están en el mismo recipiente. Pequeña viscosidad aunque no nula ya que las acciones mutuas entre moléculas no son totalmente despreciables Variables de Estado de los gases

2.1. PRESIÓN: Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente. P

=

Presión

P = Presión

F

÷

(fuerza perpendicular a la superficie) F ( dinas )

÷

A

=

Pascal

(área donde se distribuye la fuerza ) A ( cm2 )

=

N/m2

=

dinas / cm2

Otras unidades usadas para la presión: gramos fuerza / cm2, libras / pulgadas2.

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La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.

Presión atmosférica =

76 cm Hg

=

760 mm Hg

=

1 atmósfera.

2.2. TEMPERATURA Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin. K = C + 273 2.3. CANTIDAD La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. 2.4. VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo. Unidades de volumen:

m3

=

1000 litro

=

1000 centímetros cúbicos (c.c) 1c.c

4

=

1 mililitro

3.

Leyes generales de los gases ideales Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables P (presión), V (volumen) y T (temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio. Estas variables no son independientes entre sí, sino que cada una de ellas es siempre función de las otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las dos condiciones siguientes: 

Que el volumen de sus partículas sea nulo.



Que no existan fuerzas atractivas entre ellas. 3.1. Ley de Boyle-Mariotte. La ley de Boyle-Mariotte tiene el siguiente enunciado: Para una cierta cantidad de gas a una temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presión de dicho gas. 3.2. Ley de Charles-Gay Lussac. Esta ley manifiesta que: Para una cierta cantidad de gas a una presión constante, el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura de dicho gas. Para una cierta cantidad de gas a un volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. 3.3. Ley de Avogadro Avogadro publico una hipótesis en la que estableció lo siguiente: En las mismas condiciones de presión y temperatura volúmenes iguales de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, es decir, a presión y temperatura constante el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles que presenta dicho gas. Para poder comparar el volumen de los gases y aplicar el principio de Avogadro se relacionaran los puntos de referencia de temperatura y presión a los que se denominaran condiciones normales o estándar (T = 273K y P = 1 atm). Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales es igual a 22'4 l. al que se denomina volumen molar de un gas. Como un mol de cualquier sustancia contiene 6'023 * 10-23 moléculas, estas ocuparan un volumen de 22'4 l.

5

4.

Combinación de las leyes de los gases 4.1. La Ecuación de Clapeyron Vimos a través de las tres leyes anteriores como un gas ideal se comporta cuando mantenemos una variable constante y variamos las otras dos. La ecuación de Clapeyron puede ser entendida como una síntesis de esas tres leyes, relacionando presión, temperatura y volumen En una transformación isotérmica, presión y volumen son inversamente proporcionales y en una transformación isométrica, presión y temperatura son directamente proporcionales. De estas observaciones podemos concluir que la presión es directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen. Es importante también destacar que el número de moléculas infuye en la presión ejercida por el gas, o sea, la presión también depende directamente de la masa del gas. Considerando estos resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estableció una relación entre las variables de estado con la siguiente expresión matemática.

Donde n es el número de moles y R es la constante universal de los gases perfectos. Esta constante puede asumir los siguientes valores:

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4.2. La ecuación general para los gases ideales Consideremos una determinada cantidad de gas ideal confinado en un recipiente donde se puede variar la presión, el volumen y la temperatura, pero manteniendo la masa constante, o sea, sin alterar el número de moles. A partir de la ecuación de Clapeyron, podemos establecer la siguiente relación:

Como fue descrito, el número de moles n y R son constantes. Se concluye entonces:

Esto es, si variamos la presión, el volumen y la temperatura del gas con masa constante, la relación recién expresada, dará el mismo resultado. Para entender mejor lo que esto significa, observe la figura a continuación:

Tenemos el gas ideal en tres estados diferentes, pero si establecemos la relación de presión, volumen y temperatura, descritos en la primera ecuación, se llega a los siguientes resultados.

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Observamos que las tres ecuaciones dan el mismo resultado, lo cual significa que ellas son iguales. Entonces podemos obtener la siguiente ecuación final:

5.

Teoría Cinético Molecular de los gases ideales 5.1. Postulados La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto: 1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas. 2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna. 3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas. 4. Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan. 5. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

8

5.2. Difusión Difusión gaseosa, la mezcla gradual de moléculas de un gas con las moléculas de otro gas en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración directa del movimiento aleatorio. a pesar del hecho que las velocidades moleculares son muy grandes, el proceso de difusión en sí mismo requiere un periodo relativamente largo de tiempo para completarse.En 1832 el químico escocés Thomas Graham encontró que en las mismas condiciones de temperatura y presión, las velocidades de difusión de las sustancias gaseosas son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares. Este enunciado se conoce ahora como la Ley de difusión de Graham, se expresa matemáticamente como

5.3. Efusión La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un recipiente al exterior a través de una pequeña abertura. Se ha demostrado que la velocidad de efusión es directamente proporcional a la velocidad media de las moléculas.

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Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases efundan en las mismas condiciones de presión y temperatura, demostrándose que dichos tiempos son inversamente proporcionales a sus velocidades. Así, cuanto más pesada es la molécula más tardará en efundir. 6.

Gases no ideales Las condiciones o postulados en que se basa la teoría cinética de los gases no se pueden cumplir y la situación en que más se aproximan a ellas es cuando la presión y la temperatura son bajas; cuando éstas son altas el comportamiento del gas se aleja de tales postulados, especialmente en lo relacionado a que no hay interacción entre las moléculas de tipo gravitacional, eléctrica o electromagnética y a que el volumen ocupado por las moléculas es despreciable comparado con el volumen total ocupado por el gas; en este caso no se habla de gases ideales sino de gases reales. Como el gas real no se ajusta a la teoría cinética de los gases tampoco se ajusta a la ecuación de estado y se hace necesario establecer una ecuación de estado para gases reales.

6.1. La Ecuación de Van Der Walls

Desviación del comportamiento de un gas

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11

DIAGRAMAS DE FLUJO “DETERMINACION DEL VOLUMEN MOLAR ESTANDAR DEL HIDROGENO”

MEDIR Y COLOCAR DENTRO DE LLENAR CON AGUA DE CAÑO HASTA EL

BORDE.

LA BURETA INCLINANDOLLA

“EL RECIPIENTE TUBULAR”

LIGERAMENTE.

6ml. DE COLOCAR SOBRE UN

REACCI

VASO DE 400ml. Y

HCl, 3M

ON

FIJARLO CON UNA PINZA A UN SOPORTE DE PIE.

COMPLETAR CON AGUA DE CAÑO LA BURETA FALTANDO APROXIMADAMENTE

VOLTEARLO Y

2 DEDOS DE SU BOCA.

AÑADIRLO INMEDITAMENTE

SOBRE COLOCAR LA CINTA EN FORMA DE “U” DE Mg EN LA BOCA DE LA BURETA.

ENRASAR LA BURETA CON PICETA DE AGUA, COLOCAR UN TROZO DE PAPEL SOBRE SU BOCA

MEDIR EL H2 PRODUCIDO

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“DEMOSTRACION DE LA LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA”

EN CADA TAPON Hidróxido

Acido

INTRODUCIMOS UN

de Amonio

ALGODÓN, AL CUAL LE

(NH4OH)

AÑADIMOS 4 GOTAS DE:

CON ESTOS TAPONES

SE ESPERA HASTA

TAPAMOS EL TUBO DE

UBICAR EN EL TUBO EL

VIDRIO DE PIREX

ANILLO BLANCO

Clorhídrico (HCl)

“DETERMINACION DE RELACION DE VELOCIDADES DE REACCION”

“COMPROBACION DE LA LEY DE BOYLE Y MARIOTTE”

MONTAR SOBRE EL El tubo

SOPORTE

neumométrico

La pera

PERCATARSE QUE NO HAYA FUGA DE AIRE, TAPAR EL TUBO Y EQUILIBRAR EL NIVEL DE AIRE

ENTRE “0 y

REALIZAR LAS

ENTRE “0 y

+50 cm”.

MEDICIONES

-50 cm”.

TOMAR ANOTACIONES

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CÁLCULOS Y RESULTADOS:

SUSTANCIA

REACTIVO

CINTA DE MAGNESIO

HCl CON AGUA

OPERACIÓN INVERTIMOS EL RECIPIENTE QUE LOS CONTIENE

LIBERACIÓN

TIEMPO

DE GAS DE HIDRÓGENO

CINCO MINUTOS APROX.

Experimento 1 Mg(s) + 2HC l(ac)

Mg2+(ac) + 2Cl-(ac) + H2(g) 100 cm Mg  1, 62 g 1, 7 cm Mg  X g X= 0,02754g

VH2 = 18, 7 + 3, 5 = 22, 2 ml PH2 = 759, 69 – 18, 7 = 740, 99 mmHg. PV=nRT 740,99 × 0,0222 = 62,4 × 294,2 × 𝑛 𝑃×𝑉

Además:

𝑇×𝑛

Reemplazando:

𝑃



n= 0,000896 mol

×𝑉

𝐶𝑁 = 𝑇 𝐶𝑁×1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑁

V = 22,2 ml  V (CN) = 20.08 ml

% 𝑑𝑒 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =

22,415−22,2 22,415

× 100% = 0,959%

Experimento 2 NH3 (g) + HCl (g)

NH4Cl(s)

El valor teórico de 𝑑2⁄𝑑1 es 1,46. Cálculo del valor experimental de 𝑑2⁄𝑑1 : 𝑑2⁄ = 15,2 = 1,55 𝑑1 9,8 Cálculo del porcentaje de error: % 𝑑𝑒 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =

1,55−1,46 1,46

× 100% = 6,16438%

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Experimento 3

Cuando está en ascenso la ampolla: VOLUMEN + Vmuerto 27,7 27 26,3 25,7 22,2 28,4 27,9 26,7 24,8

DESNIVEL TOMADO +50 +40 +30 +20 0 -20 -30 -40 -50 PGAS + PVH20 = PATM + PLIQ PGAS = 740,99 + PLIQ PGAS = 740,99 + 𝜌 × 𝑔 × ℎ

Cuando está en descenso la ampolla: PGAS + PVH20 + PLIQ = PATM PGAS = 740,99 - PLIQ PGAS = 740,99 - 𝜌 × 𝑔 × ℎ Evaluando para todos los puntos, sumando además el volumen muerto: DESNIVEL PRESIÓN VOLUMEN 𝑷×𝑽

-50 682,19 24,8 16918,312

-40 696,89 26,7 18606,963

-30 711,59 27,9 19853,361

-20 726,29 28,4 20626,636

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0 740,99 22,2 16449,978

+20 755,69 25,7 19421,233

+30 770,39 26,3 20261,257

+40 785,09 27 17263,0

+50 799,79 27,7 22154,183

Cuestionario. 1. En el Exp. Nº 1 determinar el número de moles de ácido usado para un determinado peso conocido de Mg. Mg (s) + 2 HCl (ac.) →MgCl2 + H2 (g) W(Mg) =0,0207g n(Mg)= 0,0207/24 = 0,00008625 moles Por cada1 Mol Mg hay 2 moles HCl. 0,0008625 nHCl nHCl = 0,0008625 x 2 nHCl = 0,001725 moles

2. ¿Cuál es el volumen del hidrógeno obtenido en el Exp. Nº 1 medidos a C.N.? Mg(s) + 2HC l(ac)

Mg2+(ac) + 2Cl-(ac) + H2(g)

100 cm Mg  1, 62 g 1, 7 cm Mg  X g X= 0,02754g VH2 = 18, 7 + 3, 5 = 22, 2 ml PH2 = 759, 69 – 18, 7 = 740, 99 mmHg. PV=nRT Además: Reemplazando:

𝑃×𝑉 𝑇×𝑛

n= 0,000896 mol



740,99 × 0,0222 = 62,4 × 294,2 × 𝑛 𝑃𝐶𝑁 ×𝑉𝐶𝑁

=𝑇

𝐶𝑁 ×1 𝑚𝑜𝑙

V = 22,2 ml  V (CN) = 20.08 ml

3. Calcular el Nº de moles de H2 del Exp. Nº 1 VH2 = 18, 7 + 3, 5 = 22, 2 ml PH2 = 759, 69 – 18, 7 = 740, 99 mmHg. PV=nRT 740,99 × 0,0222 = 62,4 × 294,2 × 𝑛

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

n= 0,000896 mol

4. Calcular el peso atómico de Mg. Usando los datos obtenidos en el Exp. Nº 1 De la ecuación de gases : PV = RTn P = 729.2 V = 222 x 10-4l T = 273K + 25K = 298 K 729.2 x 222 x 10-4 = 62,4 x 298x n nMg = 8,70 x 10-4 WMg=0,0207 M(Mg)= 0,0207/8,70 x 10-4 M(Mg)= 23,79g 5. ¿Cuál es % de error cometido para determinar el peso atómico? % ERROR = MMg (Teórico)- M Mg (experimental) x 100% M Mg (Teórico) % ERROR = 24 – 23,79 x 100% % ERROR = 0,875%

6. ¿Qué nos indica la formación de cloruro de amonio (NH4Cl) en el Exp. Nº2? La reacción de se produce entre el amoniaco (NH3) y el ácido clorhídrico (HCl) NH3 + HCl → NH4 Cl………. (Composición)

7. ¿Por qué deben colocar en forma simultánea los tapones humedecidos de HCl y NH3 acuoso? Para poder asumir que los tiempos de encuentro son iguales y así poder reemplazar la velocidad en la fórmula por el espacio.

8. Indique algunos factores que influyen en la constancia PV. Uno de los factores son los errores experimentales, por los malos manejos de los instrumentos. Las pequeñas variaciones de la temperatura a la que se realiza el proceso. 9. Calcúlese el promedio de los productos PV en el Exp. N°3. Grafique P vs V y PV vs P en papel milimetrado.

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DESNIVEL

-50

-40

-30

-20

0

+20

+30

+40

PRESIÓN

682,19

696,89

711,59

726,29

740,99

755,69

770,39

785,09

VOLUMEN

24,8

26,7

27,9

28,4

22,2

25,7

26,3

27

27,7

𝑷×𝑽

16918,312

18606,963

19853,361

20626,636

16449,978

19421,233

20261,257

17263,0

22154,183

Promedio de PxV = 16839.43589

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+50 799,79

10. ¿Qué significado tiene una comportamiento de los gases?

desviación

positiva

y

negativa

en

el

La desviación positiva con respecto al comportamiento de los gases ideales, se debe a la molécula de hidrógeno y algunos gases raros; mientras las desviaciones negativas se deben a moléculas mayores, más aun, los gases reales en general a presiones moderadas presentan desviaciones negativas. 11. Explique estas desviaciones positivas y negativas empleando la ecuación de Van der Waals La ecuación de Van Waals es:

El término “a” corrige el hecho de que las moléculas ejercen fuerzas de atracción una con respecto “a” a la otra. Cuando “a” es grande, indica que hay grandes fuerzas de atracción. El factor “b” corrige el volumen, teniendo en cuenta el que ocupan las propias moléculas; las moléculas más grandes tienen valores mayores de “b”. Cuando tanto “b” como a son iguales a cero la ecuación de Van der Waals se reduce la ecuación de los gases ideales.

12. ¿Cuál es la importancia teórica de la temperatura -273ºC?

Esta temperatura indica que el grado de agitación molecular de una sustancia es totalmente nula, este valor se observa al prolongar las distintas líneas de la gráfica Temperatura vs Volumen, hasta el punto donde le volumen es cero. 13. ¿A qué se denomina "volumen muerto"? Al volumen de Hidrógeno que no se marca la pipeta y se halla tomando una relación longitud/volumen.

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CONCLUSIONES 1 El comportamiento de los gases de manera ideal se cuantifica mediante la combinación de tres distintas leyes que son: 1.1 La ley de Boyle en la cual concluimos que la presión y el volumen varían de forma inversa siendo la temperatura constante. 1.2 La ley de Charles donde concluimos que el volumen la temperatura varían de forma directa estando la presión constante. 1.3 La ley de Gay Lussac donde concluimos que la presión y la temperatura varían de manera directa estando el volumen en forma constante. 2 Para que el gas tenga el comportamiento ideal y se pueda usar la ecuación general de los gases ideales se debe de tener al gas a altas temperaturas, presiones bajas y concentraciones estándar solo de esa manera se podrá usar la ecuación de gases ideales. 3 Para la teoría cinética molecular el hidrogeno es el gas que tiene mayor comportamiento ideal debido a que es una molécula suficientemente pequeña donde se comprueba experimentalmente que la desviación del comportamiento ideal es mínimo. 4 Gracias a la ley de difusión de los gases de Graham se puede concluir que los gases poseen un movimiento molecular aleatorio o caótico.

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BIBLIOGRAFíA

 Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall tercera edición.  Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall. 1996. 

Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A.

 Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGrawHill/Interamericana de España

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