EXPERIMENTO N°1:

“VOLUMEN MOLAR DE UN GAS”

OBJETIVO:

Comprobar experimentalmente y con un mínimo porcentaje de error el volumen molar de un gas a condiciones normales y a condiciones estándar del gas hidrógeno.Encontrar la forma de pesar un gas en el laboratorio.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

El volumen molar de una sustancia es el volumen de un mol de ésta. 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).

DIAGRAMA DE FLUJO:

Probeta Recipiente

Vol.muerto inferior

Volumen graduado

Agregar agua a la bureta totalmente y al recipiente hasta la mitad

Medite el uso de bureta y probeta halla el volumen muerto de la bureta

10 ml de HCl

Masa Mg≈ 2gr

Medir 10 ml de HCl a la bureta mediante la pipeta

Luego llenar totalmente agua a la bureta con agua mediante recipiente lavador

Tapar la bureta con un disco de papel, invertirla y colocarlo en el reciente juntamente con la probeta y observar la formación de H2

Tomar una cinta de magnesio y pesarla y luego adicionarla a la bureta

CÁLCULOS:

V H 2(g) húmedo = 25.4 T = 25° C P vapor = 23.8 torr P barométrica = 752 torr

Nota: acondiciones normales es decir

P=760torr T=273k

Y si el gas es seco V n gas=22.4 l/mol, asumiendo HR=100%

ESTEQUIOMETRIA:

Patm Mg=24.3g

Mg(s) + 2HCl → MgCl2(ac) + H2(g)

24.3g 1mol

0.03g x

X = m H 2 (g) =0.0012mol

Vm exp (lab) = V H 2(g)mH 2(g)

= 26.4 x10−3

0.0012

Vm exp= 22.4L/mol

T = 25c P vap = 23.8torr P barométrica = 752torr

Por la ecuación del cambio triple:

P1 .V 1T 1

=¿ P2V 2T 2

(752−23.8) torr x Vmexp(lab)(25+273)K

= (760 torr) x (Vmexpc .n)273k

Vm exp c.n = 19.31

CONCLUSIONES:

En conclusión podemos decir que este experimento nos sirvió para realizar la reacción del ácido clorhídrico con magnesio y obtener hidrogeno gaseoso.

RECOMENDACIONES:

Al echar el agua destilada se observó que no se combina con el ácido clorhídrico de manera inmediata, esto permite que la cinta de magnesio no reaccione rápidamente al voltear la bureta.La reacción entre el ácido clorhídrico y la cinta de magnesio generara de inmediato el gas de hidrógenoAsegurarse de limpiar todo instrumento de trabajo (tubo de ensayo, bureta, etc.)Antes de iniciar el proceso, anotar los volúmenes muerto inferior y superior de la bureta de trabajo.Asegurar bien la bureta para que el hidrogeno que se produce no escape.

EXPERIMENTO N°2:

“LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA”

OBJETIVO:

Demostrar la ley de difusión de los gases (ley de Graham)Tomaremos una muestra de cada uno de los reactivos concentrados con un algodón cada uno, para luego meterlos en los extremos del tubo de cristal y finalmente sellar el tubo en sus extremos.Luego mediremos las velocidades de difusión de cada uno de los reactivos y los compararemos con los que obtendríamos teóricamente con la Ley de Graham.

FUNDAMENTO TEORICO:

De acuerdo con la Teoría Cinética de los gases: las moléculas de los gases están en rápido movimiento sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta.

También supone que a la misma temperatura, la energía cinética promedio de las

moléculas de gases diferentes es igual. La ley de difusión de Graham se basa en estas tres suposiciones anteriores.

Entre las diferentes propiedades que exhiben los gases se encuentra aquella facultad que tienen de difundir a velocidades que son función de sus pesos moleculares o de sus densidades.

En el presente experimento vamos a comprobar que las velocidades con las que se difunden dos gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o de sus densidades, lo cual constituye la ley de difusión de Graham.

V 1V 2

=√M 2

M 1

=√ D2D1Donde V1, M1 y D1 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del primer gas, y V2, M2 y D2 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del segundo gas.

El Amoniaco, NH3, y el Ácido Clorhídrico, HCl, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar otro compuesto, caracterizado por ser un gas de color blanco.

Los líquidos difunden más lentamente que los gases, porque sus moléculas están más cerca entre si y no pueden apartarse sin chocar.

DIAGRAMA DE FLUJO:

1) Colocar en un soporte universal un tubo de vidrio cuya longitud se ha determinado con anterioridad.

Soporte universal tubo de vidrio

2) En el extremo derecho del tubo introduzca un algodón impregnado con la Solución concentrada de Amoniaco 3 gotas , en el extremo izquierdo del tubo coloque otro algodón impregnado con Ácido Clorhídrico 3 gotas, una vez hecho, tome este instante como tiempo Cero y anote el tiempo cuando finaliza la operación, es decir, cuando aparece el anillo de gases blanco.

3) Observe cuidadosamente el proceso de difusión anotando el tiempo transcurrido para que los dos gases se pongan en contacto, lo cual se sabe por la aparición de un gas blanco debido a la formación de un compuesto, este tiempo se considera tiempo final.

4) Mida cuidadosamente la distancia que hay desde el centro del anillo donde aparecen los humos blancos hasta cada uno de los bordes extremos del tubo, tomando las mediciones de la distancia recorrida por cada gas.

5) Repita todo lo anterior con el segundo tubo haciendo un promedio de los datos obtenidos.

CÁLCULOS:

H Cl(g)+N H 3 (g)→N H 4Cl(S )

(V NH 3( g)

V HCl( g))=√ 36,517 =1,46…teórico

(V NH 3(g )

V HCl( g))=

LNH3(g )

tLHCl( g)t

=L−XX

=46,5−18,718,7

=1,48…experimental

%de error=|V exp−V teor

V teor|×100%=|1,48−1,461,46 |×100%=1,82%

DATOS HALLADOS:

HCl( conc )NH 3NH 4OH (conc )

|------------------46,5---------------------|

|----18,7-------|--------27,8-------------|

Centro de anillo

CONCLUSIONES:

Podemos concluir de este experimento que las velocidades de efusión y difusión son distintas para distintos tipos de gases por ende casi siempre se va a encontrar una relación distinta a la de 1 a 1.

RECOMENDACIONES:

Una recomendación fundamental es trabajar con guantes ya que en este experimento se trabaja con ácidos.Trabajar con mascarillas porque las sustancias emanan gases irritantes.Utilizar con mucho cuidado los ácidos porque puede ser algo peligroso al manipularlos.

APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD:

En Ingeniería de Higiene y Seguridad Industrial este tipo de procesos debe ser supervisado ya que los trabajadores a cargo pueden manipular las sustancias indebidamente y podría causar daños a su salud y también al trabajar con ácidos podría causar daños a infraestructuras cuando se habla de una cantidad suficientemente grande de dichos ácidos.

EXPERIMENTO N°3:

“COMPROBACION DE LA LEY DE BOYLE-MARIOTTE”

OBJETIVO:

Demostrar experimentalmente que la ley de Boyle es una propuesta importante de los gases.Demostrar que en los gases, el producto de la presión por el volumen es constante, si no varía la temperaturaComprobar que la ley de Boyle se cumple experimentalmente al hallar un mínimo porcentaje de error.

FUNDAMENTO TEORICO:

LA LEY DE BOYLE

La 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 expresión matemática de la Ley es:

(PV )r . m=constante (k )P1 .V 1=P2 .V 2=k

Donde P1 yV 1 representan, respectivamente, la presión y volumen inicial.

Utilizando dicha fórmula es posible conocer el volumen que ocupara un gas cuando se varían las condiciones de presión. Inversamente la misma ley permite conocer la presión cuando el volumen varía. Esto obviamente siempre que sean conocidas las conocidas las condiciones iniciales de presión y de volumen.

Representando gráficamente la ecuación: (PV )r . m=k , se obtiene una curva denominada hipérbola equilátera o curva de las isotermas.

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).

DIAGRAMA DE FLUJO:

Agregamos agua al sistema

Colocamos todos los materiales de forma correcta

Realizar los siguientes casos y registrar

el volumen ocupado por el gas

* CASO 1: * CASO 2:

El nivel del agua debe ser

el mismo (línea isobara) levantar el embudo de

VOLUMEN= 22 ml decantación 40 cm

VOLUMEN=21ml

* CASO 3:

Descender el embudo de decantación 40 cm

VOLUMEN=23 ml

CÁLCULOS:

Debe cumplir para gases P= 1 atm PBarLab= 752 torr

T= cte. Gas seco TLab = 25°C

P1 v1 = P2V2 = P3V3 = ...= Cte. Temperatura = cte P25 °Cvap Lab= 23,8 torr

Estado Inicial:

V min = 4ml

V grad.= 18ml

V o = V Aire Húmedo = V min + V grad.

V o = 4 + 18 = 22 ml

P aire humd = P baro.

Po + P25 °CVAPOR = PBAR = PAMB

Po + 23,8 torr = 752 torr

Po = 728,2 torr

Vo = 22 ml

Po . Vo = 16020,4

Estado 1:

V1 = V Aire Grad + V M inf

V1 = 21 ml

PBAR + 40 cm H2O = PGAS HUM.

752 torr + 40 cm H2O x 760 torr

1033cmH 2O = PGAS seco +P25 °CVAPOR

P1 GAS SECO = 757, 6 torr

V1 = 21 ml

P1V1 = 15910,2

ESTADO 2:

PBAR - 40 cm H2O = PGAS HUM.

752 torr - 40 cm H2Ox760 torr

1033cmH 2O = P2 GAS SECO + P25°C

VAPOR

P2 GAS SECO = 698,7

V2 = 23 ml

P2V2 = 16071,7

(PV )PROMEDIO = 15990,9

EN CONSECUENCIA:

Po Vo = P1v1 = P2V2 = P3V3 = ...= Cte.

% Error = |PoV o− (PV ) promedioPoV o |x 100%

% Error = |16020,4−15990,916020,4 |x 100%

% Error = 0,18%

CONCLUSIONES:

En el experimento observamos que si hay una variación en la altura de la bureta, la presión de la otra cambiara ya que este se iguala a la presión de la atmosfera.

RECOMENDACIONES:

Mantener verticalmente la bureta.Al medir verificar que las alturas estén exactas.Evitar precipitar los procesos ya que las medidas tienen que ser exactas.Ver muy bien las alturas para así medir las presiones con mayor exactitud.