“UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO”
FACULTAD DE QUÍMICA
*LABORATORIO DE TERMODINÁMICA
*PRÁCTICA # 4. “DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES”
*NÚMERO DE EQUIPO: 3
*GRUPO: 18
*NOMBRE DE LA PROFESORA: M. en C. LORENA DE ANDA AGUILAR
*FECHA DE ENTREGA: VIERNES 14 DE SEPTIEMBRE
*NOMBRE Y FIRMA DE LOS INTEGRANTES DEL EQUIPO:
Objetivo
Determinar experimentalmente la Constante universal de los gases (R)
Introducción
La presión ejercida por un gas sobre las paredes de su recipiente es la misma en cualquier parte de la vasija. Puede medirse con un medidor de presión o un manómetro de mercurio. Robert Boyle, filosofo, químico, físico e inventor irlandés fue pionero en los estudios de las diferentes propiedades que presentan los estados de la materia, principalmente el Gas, cuyo volumen es indefinido, no tiene forma, es compresible y tiene una baja densidad. Es reconocido por la que se conoce como la Ley de Boyle- Presión y volumen de un gas. Si una determinada masa de gas (m) se guarda en un recipiente y se cambia su volumen, entonces su presión cambiara de tal manera que el producto de la presión (P) y el volumen (V) no cambia. Eso se conoce como la Ley de Boyle y es cierta cuando se mantiene constante la temperatura (T) del gas. Algebraicamente:
Ley de Boyle P X V =Constante (si T y m permanecen contantes)
Se ha encontrado experimentalmente que, si se cambia la tempreatura deuna determinada cantidad de gas (m), su volumen cambiara en una forma tal, que la correspondiente raón del volumen (V) con la temperatura (T) no cambia. Esto se conoce como la Ley de Charles y es cierto sólo si se conserva constante la presión del gas. Algebraicamente:
Ley de Charles: V/T = Constante (si P y m se mantienen constantes)
La Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante fué enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura: •Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. •Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Ley de Guy Lussac P/ T =k
Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. La Ley de Avogadro, descubiera a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y el volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. La cantidad de gas es medida en moles.
¡El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas! Expresión algebraica de la Ley de Avogadro: V/ n =k
Forma Combinada de las leyes de los gases. Enun experimento ordinario es raro que se mantengan constantes la presión y la temperatura, y es importante tener una ler que nos diga como cambiará el volumen en estas circunstancias. Las leyes de Charles y de Boyle pueden combinarseen una sola ley que expresa: Ley combinada de los gases: El producto de la presión y el columen de una determinada cantidad de gas divida entre la temperatura absoluta es una constante que no cambia. Aunque las propiedades individuales pueden cambiar en un experimento, no esta razón. Algebraicamente: P X V/ T = Constante (si m es constante) A partir de esta ley combinada podemos calcular la forma en que cambia el volumen o presión o temperatura si se conocen las condiciones iniciales ( P,V, T) y se conocen dos de las condiciones finales ( es decir dos de las tres cantidades, P, V, T). Ahora bien, ¿Cómo se comportan las varibales P, V, T cuando la masa de gas no se conserva constante? La respuesta se encuentra experimentalmente , y encontramos que la razón PV/ T es proporcional a la masa (m) del gas en estudio. Algebraicamente: Ley del gas:
P X V / T X m =Constante
Sin embargo se ha encontrado que esta constante, es inversamente proporcional al peso molecular del gas. Incluyendo este comportamiento se permite escribir la ecuación: Ley del gas ideal
P X V X M/ T X m =Constante=R
En esta última ecuación la constante es ahora la misma para cualquier gas. Se conoce como la constante universal de los gases y se le da el símbolo de R. La ley del gas ideal, como se la llama, nos dice que el producto de la presión, volumen y peso molecular de un gas, dividido entre la temperatura absoluta y masa del gas es un número R, el cual es el mismo para todos los gases. R puede calcularse experimentalmente a paratir de la medición de las propiedades de cualquier gas.
Material, Equipo y reactivos empleados.
-1 jeringa de 3 mL con aguja -1tapon de #0 -2 mangueras de látex -1 buerta de 50 mL sin llave -1 termómetro (0.1°C) -1 embudo de vidrio -2 pinzas para bureta -1 pinza de tres dedos -2 soportes universales -1 pipetapasteur -1 vaso de pp de 250 mL -1 vidrio de reloj
*Reactivos -Ácido clorhídrico 3M -Magnesio en tiras -Acetona
Toxicidad de los reactivos empleados.
*Ácido Clorhídrico El ácido clorhídrico es una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno. Sus vapores son irritantes a los ojos y membranas mucosas. Es soluble en agua, desprendiéndose calor. Es corrosivo de metales y tejidos. Inhalación: En el caso de exposiciones agudas, los mayores efectos se limitan al tracto respiratorio superior. El gas causa dificultad para respirar, tos e inflamación y ulceración de nariz, tráquea y laringe. Exposiciones severas causan espasmo de la laringe y edema en los pulmones y cuerdas vocales. Una exposición prolongada y repetida puede causar decoloración y corrosión dental. En algunos casos , se han presentado problemas de gastritis y bronquitis crónica. Este ácido es un irritante severo de los ojos y su contacto con ellos puede causar quemaduras, reducir la visión o, incluso, la pérdida total de ésta. En forma de vapor o disoluciones concentradas causa quemaduras serias, dermatitis y fotosensibilización. Las quemaduras pueden dejar cicatrices, que incluso pueden desfigurar las regiones que han sido dañadas.
En el caso de ingestión, produce corrosión de las membranas mucosas de la boca, esófago y estómago. Los síntomas que se presentan son: disfagia, náuseas, vómito, sed intensa y diarrea. Puede presentarse, incluso, colapso respiratorio y muerte por necrosis del esófago y estómago. *Magnesio Irritación a la piel y a los ojos cuando se tiene contacto. La inhalación causará la irritación a los pulmones y a la membrana mucosa. La irritación a los ojos causará el lagrimeo y enrojecimiento. El enrojecimiento, el descamarse y la comezón son características de la inflamación de la piel. En caso de contacto, limpie inmediatamente los ojos con abundante agua por lo menos durante 15 minutos. Llamar al médico. En caso del contacto con la piel lavar con agua. La ropa se debe lavar antes de la reutilización. Llame al médico si ocurre la irritación. Si fue inhalado, pasarse al aire fresco. Si no se puede respirar dé respiración artificial. Si la respiración sigue siendo difícil, dé oxígeno. Llame a médico. Si fue tragado, llamar inmediatamente al médico. *Acetona El acetona es un líquido incoloro, de olor característico agradable, volátil, altamente inflamable y sus vapores son más pesados que el aire. Este es un producto inflamable. Los vapores pueden prenderse y generar un incendio en el lugar donde se generaron, además, pueden explotar si se prenden en un área cerrada. En general, los principales síntomas de una intoxicación crónica por acetona son: dolor de cabeza, irritación de ojos, nariz y tráquea, los cuales desaparecen al salir del área contaminada. -Inhalación: En forma de vapor, causa irritación de ojos nariz y tráquea. En concentraciones muy altas (aproximadamente 12 000 ppm), puede afectar al sistema nervioso central, presentándose dolor de cabeza y cansancio. En casos extremos puede perderse la conciencia. -Contacto con ojos: En forma de vapor, los irrita causando lagrimeo y fluido nasal; el líquido puede causar daño a la córnea. -Contacto con la piel: Un contacto prolongado y constante con la piel provoca resequedad, agrietamiento y dermatitis. El líquido puede penetrar a través de la piel, lo mismo que el vapor a concentraciones mayores de 5000 mg/m3. -Ingestión: Causa irritación gástrica, dolor y vómito. -Peligros reproductivos: La exposición de mujeres embarazadas a este producto, a una concentración entre 30 y 300 mg/m3 produce efectos embriotrópicos, aumentando los niveles de lípidos, incluso, hasta niveles embriotóxicos *Medidas de emergencia: -Inhalación: Si la inhalación ha sido prolongada, transportar al intoxicado a una zona bien ventilada. Si no respira, dar respiración artificial. Mantenerlo caliente y en reposo. Si es necesario, administrar oxígeno. -Ojos: Lávelos con agua o disolución salina, asegurándose de que los ojos se encuentren abiertos durante el lavado. -Piel: Lavar el área contaminada con agua y jabón. En caso necesario, elimine la ropa contaminada. -Ingestión: Lavar la boca con agua. Si se ingirió, diluir tomando agua. No inducir el vómito.
Procedimiento experimental. Diagrama de flujo.
Una vez armado el aparato recolector de gases, llenar la bureta hasta que el agua inunde el vástago del embudo
Medir previamente la masa, y colocar el magnesio doblado en el tubo
Medir el volumen final del gas
Asegurar que no existan burbujas de aire en la bureta o mangueras
Inyectar 0.5 mL de HCL al tubo, sin sacar la jeringa
Recuperar el Mg que no reaccionó y lavar y secar para obtener la masa final
Medir la temperatura ambiental y presión barométrica
Esperar 15 min. a qu ela reacción finalice y se alcance el equilibrio entre el gas con la T° ambiente.
Repetir el experimento dos veces más
Resultados Temperatura ambiente ºC Temperatura amibiente K Presión atmosférica mbar Presión atmosférica atm Masa Mg antes de reaccionar Vi antes de la reacción Vf después de la reacción Volumen de H2 desprendido mL Volumen de H2 desprendido L Masa de Mg después de la reacción Masa de Mg que reacciono Cantidad de sustancia de Mg que reacciono mol Cantidad de sustancia
Primer experimento 27.5
Segundo experimento 28.1
300.65
301.25
780
780
0.77
0.77
0.1146
0.1026
9.7 16.9
9.8 29.8
7.2
10
7.2x10-
0.01
0.1026
0.0844
0.012
0.17
4.9x10-
6.99x10-
4.9x10-
6.99x10-
de H2 que se formo mol Presión de vapor de H2O a la temperatura del trabajo kPa Presión de vapor de H2O a la temperatura del trabajo atm Presión parcial de H2 atm Constante universal R experimental Volumen molar H2O
(
( )
)
3.5649
3.7796
0.0352
0.0373
0.7348
0.7327
14.575
14.306
Análisis de Resultados
Cuestionario Final 1. A partir de la ecuación balanceada, demuestra usando los calculos apropiados, que el reactivo limitante en la reacción de formación de H2 en el HCl Mg+ 2HCl MgCl2+H2
() ( )
M=
Como solo tenemos 1.5x10-3 moles de HCl este es el reactivo limitante. 2. ¿Qué errores experimentales influyeron en tu determinación de R? si hay fugas, el no agregar los ml adecuados del acido clorhídrico, 3. Que efectos tienen los siguientes errores experimentales en el calculo de R? ¿se incrementa el valor de R? ¿decrece? ¿se mantiene el valor? Explica tus respuestas para cada inciso a) Parte de HCl no reacciono con el magnesio La cantidad de HCl que se consumió podría no ser el adecuado puesto que se detuvo la reacción después de cierto tiempo sin tener un cien por ciento de certeza de que la reacción había terminado por completo. b) Hay un exceso de Mg en la reacción de generación del H2 El exceso de Mg produce que exista una mayor presión en el sistema pues se podría considerar como una impureza y se tendría que considerar un volumen menor por el que este material (Mg) desplaza. c) La presión de vapor del agua no fue considerada en el cálculo de R
Si la presión de vapor de agua no se considera se nos estaría indicando que la reacción se llevo a cabo en el vacío, ya que no consideraríamos la ley de las presiones parciales que por lo que el valor de R disminuiría d) Parte del H2 escapo del matraz El valor de R habría disminuido ya que el volumen dado de hidrógeno no corresponde a los valores esperados para n, entonces la proporción que debería existir se rompe 4. En muchas ocasiones es necesario utilizar la constante R en J/mol-K: a) Usa la conversión de 1L-atm= 101.27J, para la constante en estas unidades b) Calcula el % error del valor de R determinando en J/mol-K con el de la literatura 5. Calcula el volumen molar (n/V) a las condiciones experimentales y comparalo con tus valores obtenidos a partir de la practica 6. Calcula el volumen mol (volumen molar) a condiciones estándar (usa tu valor promedio experimental de R).
Conclusiones Bibliografía Resnick, R., Halliday, D. y Krane, K. (1999). Física. Vol.I. México:Cía. EditorialContinental Chang, Raymond, Química, Cuarta edición, Editorial McGraw-Hill, 1992.