UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
Facultad de Ingeniería Mecánica
INFORME DE LABORATORIO N°4 GASES
CURSO PROFESOR SECCIÓN ALUMNOS
QUÍMICA GENERAL MALDONADO ALA A LATA TA RUTH ELENA C
Nombres y Apellidos Neyra Kunkel Cristhian Jesús Uriarte Delgado Lely Yadhira Yadhira
UNI 2014 - 2
Código 20142208E 20144560H
GASES OBJETIVO 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 comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno.
FUNDAMENTO FUNDAMENTO TEÓRICO 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: Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven sus moléculas. Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. co ntiene. Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.
VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES 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. 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.
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.
Volumen de un gas. 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. 4. Volumen Es el espacio ocupado por un cuerpo. 5. Densidad Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros. Gas Real
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llaman ll aman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otr os. 1. Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. 2. Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o
desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas. 3. El número total de moléculas es grande. grande . La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio. 4. El volumen de las moléculas moléculas es una fracción fracción despreciablemente despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen. 5. No actúan fuerzas apreciables sobre sobre las moléculas, excepto excepto durante los choques. choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular. 6. Los choques son elásticos y de de duración despreciable. despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.
LEYES DE LOS GASES Existen diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.
Ley de Boyle-Mariotte La Ley de Boyle -Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas el volumen del gas varia de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:
Ley de Charles A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura. Matemáticamente la expresión sería:
o
En términos generales: (V1 × T2) = (V2 × T1)
Ley de Gay-Lussac La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:
Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote.
Ley general de los gases Combinando las tres leyes anteriores se obtiene:
Ley de los gases ideales De la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales. Su expresión matemática es:
Siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmósfera de presión y a 273 K, como 22,4 l se obtiene el valor de R= 0,082 atm··l·K−1·mol−1 atm El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando:
R = 0,082 atm· atm·l·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros
R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades
R = 1,987 cal·K−1·mol−1
R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1
R = 8,317x10−3 (m³)(Kpa)/(mol)(K) si se trabaja con metros cúbicos y kilo pascales
De esta ley se deduce que un mol (6,022 x 10^23 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. Véase también Volumen molar. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.
DIAGRAMA DE PROCESOS Comprobación de la Ley de Boyle y Mariotte Dejar 40 mL de aire en el tubo Cerrar el conector de goma
Asegurar que no haya escapes de aire
Dejar que el agua este a temperatura ambiente Luego
Ascender 20 cm la ampolla
Descender 20 cm la ampolla Observar Variación de volumen en el tubo
Determinación del volumen molar estándar del hidrógeno Llenar con agua el recipiente tubular
Determinar volumen muerto de la bureta
Colocarlo dentro del vaso
10 mL de HCl 6M y agua en la bureta Luego Colocar cinta de magnesio en la bureta Colocar papel en la boca de la bureta Invertir la bureta e introducir en el recipiente
Observar Disolución de la cinta de magnesio
Determinar Volumen de hidrógeno húmedo
Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa
Colocar algodón en los tapones de goma Agregar
4 gotas de HCl en un tapón
4 gotas de NH 3 en un tapón
Colocar simultáneamente ambos tapones en los extremos Observar Formación de anillo de NH4Cl
Medir la distancia del anillo con respecto a ambos extremos
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experimento N°1: Comprobación de la Ley de Boyle y Mariotte. Equipo y reactivos: -
1 tubo neumométrico 1 soporte con sus nueces 1 ampolla o pera de nivel 1 termómetro de -10°C a 110°C 1 pinza 1 regla de 50 cm
Procedimiento: T = constante Una vez montado el aparato de la figura se dejan unos 40 mL de aire en el tubo neumométrico y se cierra con una pinza el conector de goma. Luego se sube y baja la ampolla de nivel para expulsar las burbujas de aire que puedan encontrarse en los tubos de goma. Es importantísimo que no haya escapes de aire en el aparato. Para asegurarse de que todas las uniones están bien cerradas se hace descender la ampolla de nivel y se observará si el nivel en el tubo neumométrico permanece constante. De haber algún escape, lo más probable es que tenga que reemplazarse el empalme de goma. Luego, debe dejarse el aparato hasta que el agua se ponga a temperatura ambiente. Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua que contiene enrase con el agua del tubo (con un error menor de 0,1 mL). Levante la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea de 50 cm y se debe registrar 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 50 cm y se registra de nuevo el volumen de gas. Regístrese la temperatura del agua y la presión atmosférica.
Experimento N°2: Determinación del volumen molar estándar (C.N.) del hidrógeno. Materiales e instrumentos: mL - 1 bureta de 25 mL - 1 vaso de 400 mL - 1 soporte - 1 pinza - 1 probeta - 1 recipiente tubular de 4 cm × 25cm - Cinta de magnesio Procedimiento: a) Llenar el recipiente tubular con agua de caño hasta el borde. b) Colocar dicho recipiente dentro de un vaso de 400 mL el cual se usa para
recolectar el agua de rebose. c) Fijar el recipiente tubular con una pinza a un soporte de pie. d) Determinar el “volumen muerto” de la bureta. e) Mida con una probeta 10 mL de HCl 6M y colóquela dentro de la bureta,
inclinándola ligeramente. f) Enjuague la probeta y llénela con agua de caño, cargue con esta agua la
bureta hasta la graduación 0, aproximadamente procurando arrastrar el ácido que hubiera quedado en la pared interna. g) Coloque la cinta de magnesio, doblada en forma de U, en la boca de la bureta
y complete el volumen de la bureta con agua de caño. Coloque rápidamente un pequeño disco de papel en la boca de la bureta con el dedo índice e inmediatamente invierta la bureta, introduciéndola dentro del recipiente tubular preparado previamente. h) Observe el hidrógeno generado por la reacción:
Mg(s) 2 HCl(ac) Mg2
(ac)
2Cl
(ac) H2(g)
i) 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 a presión y temperatura del d el laboratorio, como sigue: Vol. H2 (húmedo) = (capacidad de la bureta vol. Muerto) en mL.
Experimento N° 3: Demostración de la ley de Graham de la difusión gaseosa Materiales, instrumentos y reactivos: - 1 tubo de vidrio pyrex de 29.5 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno. - 1 soporte de pie. - 1 pinza. - 2 tapones de goma N° 4, con perforaciones. - Algodón hidrófilo. - 2 goteros de bulbo de 25 mL. - Regla graduada de 30 – 50 cm. concentrado. - Ácido clorhídrico concentrado. - Hidróxido de amonio (amonio acuoso).
Procedimiento: a) El tubo debe estar perfectamente limpio y seco. b) Colocar un pequeño trozo de algodón en la oquedad de cada uno de los
tapones de goma. de uno de los tapones, unas 4 gotas c) Agregar cuidadosamente sobre el algodón de de ácido clorhídrico con el gotero correspondiente, luego agregar el algodón del otro tapón, aproximadamente 4 gotas de amoniaco acuoso. Los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible, para evitar la formación de humo. d) Colocar en forma simultánea los tapones a cada uno de los extremos del tubo
de vidrio de 29.5 cm, con los algodones hacia la parte interna del tubo. e) Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar en
que empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio producto de la siguiente reacción: HCl(g) NH3(g) NH4Cl(s) Retirar inmediatamente los tapones y enjuagarlos con agua de caño para evitar que el laboratorio se llene l lene de humos blancos irritantes. f) Medir con una regla la distancia desde el anillo blanco hasta el extremo del
tubo en que se colocó el tapón embebido en HCl y anótelo como 1, haga lo mismo hacia el otro extremo y anótelo como 2.
Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ingeniería Mecánica
Departemento Académico de Ciencias Básicas Humanidades y Cursos Complementarios Curso: Química General (MB312)
INFORME Nº 04 GASES
I.
COMPROBACIÓN DE LA LEY DE BOYLE Y MARIOTTE: (Complete los párrafos que vienen) En una mezcla gaseosa la presión ejercida por cada uno de los componentes se denomina
……………………………
y
depende
del ………………………………………………… …………………………………………………………..………… ………..………… existente en el recipiente. Volumen leído en el tubo neumométrico (mL) 1.
Para ambos (tubo neumoétrico y pera) A niveles niveles iguales _______________________________________
2.
Nivel de la ampolla (pera) …………… cm. Sobre el nivel del tubo neumométrico _______________________________________
3.
Nivel de la ampolla ………………… cm Bajo del nivel del tubo neumométrico _______________________________________ Temperatura del agua (ºC) _______________________________________ Presión de vapor del agua (mmHg) _______________________________________ Presión atmosférica (mmHg) _______________________________________ Volumen
muerto
del
tubo
neumométrico
(mL)
_______________________________________
P del aire seco = Patm. +
H O 2
Hg
x
h H O P vapor del agua 2
Volumen Volumen del aire = Volumen leído + volumen muerto ∆hH2O (mm)
P (aire seco) (mmHg)
Volumen de aire (mL)
PV (mmHg xmL)
1 2 3 4 5
Trazar la curva P vs V experimental con los puntos obtenidos de la experiencia del laboratorio y la curva P vs V considerando la función PV = constante (promedio obtenido de la experiencia). Haga las 2 curvas en el mismo plano P – V que se se le da. La
relación
de
volúmenes
de
aire
seco
a
_______________________________
P
V
Determinar el número de moles de aire seco en el tubo neumométrico.
aire
húmedo
es
Respuesta _____________________________ La presión y la temperatura de una masa gaseosa que se mantiene encerrada en un recipiente rígido
varía
______________________________________________________________ ________ ______________________________________________________________ ______________ ____ ______________________________________________________________ ______________ ____
II.
DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR STANDARD DEL HIDRÓGENO Las condiciones que debe tener 1 mol, de gas para ocupar 22.4 L. son: ______________________ ____________________________________________ ________________________________ ____ Datos del experimento: Temperatura
del
laboratorio
____________________________________________________ Pº
vapor
del
agua
a
la
T.
del
Lab.
_________________________________________________ __ Presión
atmosférica
(mmHg)
___________________________________________________ Peso
(g)
de
Magnesio
__________________________________________________ Peso
atómico
del
Magnesio
____________________________________________ ____ RESULTADOS: Volumen de Hidrógeno Hidróge no = Volumen leído en bureta + Volumen muerto Volumen de Hidrógeno Hidróge no = _____________________________________________________(m L) Presión de Hidrógeno seco = Presión atmosférica – Presión de vapor H2 O Presión
de
Hidrógeno
__________________________________________________(mm Hg) Cálculo del número de moles de hidrógeno:
seco
=
Determinación experimental del volumen molar de hidrógeno a condiciones normales (L):
Volumen molar teórico de H2 a condiciones normales = Cálculo del porcentaje de error.
Justificación del error obtenido El
%
de
error
obtenido
se
debe:
______________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________ ______________________________________________________________ ______________ ______________________________________________________________ ______________ ______________________________________________________________ ______________ ____________________________________________ ________________________________ ____________________ III. DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE GRAHAM DE LA DIFUSIÓN GASEOSA
Grafique el experimento correspondiente indicando todos los datos necesarios:
Relación de velocidad de difusión: TEORICO V NH
3
V HCl
EXPERIMENTAL
M HCl M NH
.......... . .......... .
V NH
3
.......... .
V HCl
3
L NH / t 3
L HCl / t
.......... .. .......... ..
..... ..........
Porcentaje de error: Al colocar los tapones de NH 4 OH y HCl en forma simultánea buscamos que a través del tubo los
gases
______________________________________________________________ ____________ En el punto donde se encuentran los gases se formará el _______________________ que se manifiesta
por
la
aparición
de
________________________________________________________ El que se difunde desde el tapón donde se colocó NH 4 CH(ac) es _________________ y lo hace con
_________________
velocidad
_________________________________________________
que
el
BIBLIOGRAFÍA - Raymond Chang, Química General, paginas 87 -93, octava edición, Prentice Hall. - Red http://es.wikipedia.org/wiki/Gas 19/10/14 http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesPro http://www .profesorenlinea.cl/fisica/GasesPropiedades.htm piedades.htm 19/10/14
